CHIMIE - cnp.com.tn · facteurs ayant une influence sur la solubilite exercice resolu l’essentiel du cours ... i. introduction ii. definition du ph iii. mesure du ph des solutions

CHIMIE3ème année de lènseignement secondaire

Sciences de l’informatique

LES AUTEURS

Khaled BOUJLEL

Professeur universitaire

Habib MEDDOURI Nasreddine MEKNI Hatem ALOUI

Inspecteur principal Professeur principal Professeur

LES ÉVALUATEURS

Mohamed Manef ABDRABBAH

Professeur universitaire

Ftouh DAOUD Slaheddine MIMOUNI

Inspecteur général de l’Education Inspecteur

-----------------------------Centre national pédagogique

REPUBLIQUE TUNISIENNEMINISTERE DE L’EDUCATION

PréfaceLe contenu de ce manuel est conforme au programme officiel de chimie destiné aux élèvesde 3ème année de lènseignement secondaire de la section sciences de l’informatiqueapplicable à partir de la rentrée scolaire 2006-2007.Il porte sur quatre thèmes:

- les solutions aqueuses électrolytiques;- les réactions acide base ;- les réactions d’oxydoréduction ;- les hydrocarbures aliphatiques.

La démarche utilisée pour le développement des chapitres de ce manuel est celle del’investigation constructive, de l’expérimentation et du raisonnement inductif. Cetteapproche, utilisée généralement pour l’enseignement des sciences physiques, estintéressante car elle s’appuie sur le réel vécu par l’élève.

Chaque chapitre de ce manuel comporte:- Des pré requis exigés pour la construction de nouvelles connaissances.- Un contenu de savoir et de savoir-faire pouvant être traité en séance de travaux

pratiques et permettant dínitier l´élève à la pratique dúne démarche scientifique.- Un exercice résolu avec des indications sur la démarche à suivre pour la résolution

du problème.- Un résumé du cours. - Des exercices variés permettant à l’élève de faire le point sur ses connaissances

et visant la consolidation et líntégration du savoir acquis. Des réponses courtes, auxquestions proposées dans ces exercices, sont données à la fin de ce manuel.

- Un document portant sur des sujets d’actualité (texte scientifique, article d´histoiredes sciences, application technologique, etc.) et dont le contenu scientifique est en relationdirecte avec le contenu de la leçon.

- Des adresses de sites Web pouvant être consultées par l´élève pour enrichir etconsolider davantage ses acquis.

Nous remercions d’avance tous ceux qui voudraient bien nous faire part de leurssuggestions, remarques et critiques concernant tant la forme que le fond du contenu de cemanuel.

Les auteurs.

© Tous droits réservés au Centre National Pédagogique - Tunis

PréfacePréface

Sommaire

C h a p i t r e 1 : Les é lec t ro ly tes

C h a p i t r e 2 : La so lub i l i t e des é lec t ro ly tes

C h a p i t r e 3 : La p réc ip i t a t i on des é l ec t ro ly t e s

C h a p i t r e 4 : Tes t s d ’ iden t i f i c a t i on de que lques i ons

Théme I : LES SOLUTIONS

I. LES SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES ET LES ELECTROLYTES

II. LES ANIONS ET LES CATIONS. MISE EN EVIDENCE DE LA MIGRATION DES IONS

III. NOTION DE CONCENTRATION

IV. ELECTROLYTES FORTS ET ELECTROLYTES FAIBLES

APPLICATION SUR LE VECU

EXERCICE RESOLU

L’ESSENTIEL DU COURS

EXERCICES D’EVALUATION

EXERCICE DOCUMENTAIRE

I. SOLUTIONS NON SATUREES ET SOLUTIONS SATUREES

II. DEFINITIONS

III. FACTEURS AYANT UNE INFLUENCE SUR LA SOLUBILITE

EXERCICE RESOLU



DOCUMENT

I. REACTION DE PRECIPITATION

Il. FACTEURS AYANT UNE INFLUENCE SUR LA PRECIPITATION DES ELECTROLYTES

EXERCICE RESOLU



DOCUMENT

I. TESTS D’IDENTIFICATION DE QUELQUES CATIONS

II. TESTS D’IDENTIFICATION DE QUELQUES ANIONS

EXERCICE RESOLU



DOCUMENT

3

1 0

1 1

1 3

1 5

1 9

2 1

2 2

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2 4

3 0

3 43 4

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5 0

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6 1

6 3

7 1

7 3

7 5

7 6

8 0

mmaireSommaire

4

C h a p i t r e 5 : Les ac ides e t l e s bases de Brons ted

C h a p i t r e 6 : L’ ion i sa t ion p ropre de l ’ au

C h a p i t r e 7 : Le pH des so lu t i ons aqueuse s

Théme II : LES ACIDES ET LES BASES

I. CONDUCTIBILTE DE L’EAU PURE

II. L’IONISATION DE L’EAU ABOUTIT A UN ETAT D’EQUILIBRE

III. IONISATION DE L’EAU DANS LES SOLUTIONS AQUEUSES ELCTROLYTIQUES

EXERCICE RESOLU




C h a p i t r e 8 : Acides forts et acides faibles bases fortes et bases faibles

I. I. COMPARAISON DE LA FORCE DES ACIDES D’APRES LE pH DE LEURS SOLUTIONS

II. COMPARAISON DE LA FORCE DES BASES D’APRES LE pH DE LEURS SOLUTIONS


EXERCICE RESOLU



I. INTRODUCTION

II. DEFINITION DU pH

III. MESURE DU pH DES SOLUTIONS AQUEUSES

IV. L’ECHELLE DU pH


EXERCICE RESOLU



DOCUMENT


I. DEFINITION DES ACIDES ET DES BASES DE BRONSTED

II. EXEMPLES D’ACIDES USUELS

III. EXEMPLES DE BASES USUELLES


EXERCICE RESOLU




DOCUMENT

8 4

8 5

8 9

9 1

9 3

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1 4 0

5

C h a p i t r e 9 : Réaction d’un acide fort avec une base forte

C h a p i t r e 1 0 : L e s r é a c t i o n s d ’ o x y d o r é d u c t i o n

C h a p i t r e 1 1 : Class i f i ca t ion é l ec t roch imique des mé taux p a r r a p p o r t a u d i h y d r o g é n e

C h a p i t r e 1 2 : L a c o r r o s i o n d e s m é t a u x

Théme III : LES REACTIONS D’OXYDOREDUCTION

Théme VII: ANALOGIE ENTRE U N E RÉACTION REDOX

I. REACTION D’UN ACIDE FORT AVEC UNE BASE FORTE

II. ETUDE QUANTITATIVE

III . APPLICATION : DOSAGE D’UN ACIDE FORT PAR UNE BASE FORTE ET RECIPROQUEMENT


EXERCICE RESOLU



I. DEFINITION ET IMPORTANCEII. LA CORROSION DES METAUX III. PROTECTION DES METAUX CONTRE LA CORROSIONEXERCICE RESOLUL’ESSENTIEL DU COURS


DOCUMENT

I. PRESENTATION SOMMAIRE DES METAUX ET DE LEURS IONS

II. ACTION DES ACIDES SUR LES METAUX

III. ACTION D’UN CATION METALLIQUE SUR UN METAL

IV. REACTIONS D’OXYDOREDUCTION. OXYDATION ET REDUCTION

V. LES COUPLES OXYDANT- REDUCTEUR OU COUPLE REDOX

VI. ECRITURE D’UNE EQUATION D’OXYDO- REDUCTION

VII. ANALOGIE ENTRE RÉACTION RÉDOX ET RÉACTION ACIDE-BASE

I. CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX

II. REACTION ENTRE LES ACIDES A ANION NON OXYDANT ET LES METAUX

III. CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DE QUELQUES ELEMENTS USUELS

IV. UTILISATION DE LA CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX

EXERCICE RESOLU



1 4 2

1 4 3

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1 5 0

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1 9 2

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2 1 1

2 1 3

EXERCICE RESOLU




DOCUMENT

6

C h a p i t r e 1 3 : S t r u c t u r e e t n o m e n c l a t u r e d e s h y d r o c a r b u r e s

a l i p h a t i q u e s

C h a p i t r e 1 4 : E t u d e d e q u e l q u e s r é a c t i o n s s p é c i f i q u e s

d e s h y d r o c a r b u r e s a l i p h a t i q u e s s a t u r e s e t i n s a t u r e s

C h a p i t r e 1 5 : E t u d e d e q u e l q u e s r é a c t i o n s

d e p o l y m e r i s a t i o n

I. INTRODUCTION

II. STRUCTURE DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES

III.NOMENCLATURE SYSTÈMATIQUE POUR DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES

IV.QUELQUES TYPES D’ISOMERIE

EXERCICE RESOLU




I. LES REACTIONS DE SUBSTITUTION SUR LES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES

SATURES

Il. LES REACTIONS D’ADDITIONS SUR LES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES

INSATURES

EXERCICE RESOLU



I. LES REACTIONS DE POLYMERISATION

II. EXEMPLES DE POLYMERES

I I I . PROPRIETES PHYSIQUES ET MECANIQUES DE QUELQUES POLYMERES

COURANTS

EXERCICE RESOLU



DOCUMENT

RÉSOLUTION DES EXERCICE

THEME IV LA CHIMIE ORGANIQUE

2 1 6

2 1 6

2 2 1

2 2 5

2 2 9

2 3 2

2 3 3

2 3 5

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2 5 3

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2 5 8

2 5 9

2 6 2

7

LES PERIMETRES IRRIGUES DU BASSIN DE LA MEDJERDA

Théme I: LES SOLUTIONS

10

Chapitre 1 : Les électrolytes

Chapitre 1

Prérequis

Objectifs

L´élève sera capable de :

- définir un électrolyte, un anion et un cation ;-déterminer la concentration molaire d’une entité chimique;

- distinguer la concentration molaire d’un soluté et laconcentration molaire des ions en solution ;

- distinguer un électrolyte fort d’un électrolyte faible;- écrire l’équation chimique de la réaction d’ionisation

d’un électrolyte dans l’eau.

- Définir les notions de solvant, soluté, solution.- Citer les effets thermiques de la dissolution.

- Exprimer la concentration molaire.- Décrire comment préparer une solution aqueuse de

concentration molaire donnée.- Expliquer le passage du courant électrique dans les liquides.

Une eau minérale est-elle une eau pure ? Est-ce qu’elle conduit le courantélectrique ?

LES ELECTROLYTES

1LES ELECTROLYTES

I. LES SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES ET LES ELECTROLYTESL’eau de mer, l’eau sucrée ou l’eau acidulée sont des exemples de solutionsaqueuses. Ces solutions conduisent-elles toutes le courant électrique?

I.1. Conductibilité électrique des solutions

1.a . Première expérience Dans un électrolyseur (fig.1) à électrodes en graphite (ou en platine) placé en sérieavec un générateur de tension continue (G), un milliampèremètre (A) et uninterrupteur (K), introduire 100 mL d’eau fraîchement distillée et fermer l’interrupteur K.L’intensité I1 du courant électrique mesurée par le milliampèremètre est très faible.

L’eau distillée conduit très faiblement le courant électrique.

Figure 1. Expérience et schéma du montage permettant de détecterle passage du courant dans l’eau distillée ou l’eau alcoolique.

E

KG

+ -

mA

Thème

Chapitre

Activités d’apprentissage

CARTE DU LIVRE

8

Chapitre 1 : Les électrolytes

Une solution est un mélange homogène d’un solvant et d’un ou plusieurs solutés.Un électrolyte est un corps composé dont la solution aqueuse conduit mieux lecourant électrique que l'eau pure. La concentration massique est une grandeur qui renseigne sur la masse de solutédissoute par litre de solution. On la calcule par le quotient de la

masse m du soluté par le volume V de la solution: C = .

La concentration molaire C ou molarité dún soluté pur introduit dans une solutionest une grandeur qui renseigne sur la quantité de matière de soluté dissoute par litrede solution. On la calcule par le quotient de la quantité

de matière n de soluté dissoute par le volume V de la solution : C = .Un électrolyte est fort si son ionisation dans l'eau est pratiquement totale :

AB � A+ + B-.

Un électrolyte est faible lorsque son ionisation dans l'eau est partielle :

AB � A+ + B-.

Pour un électrolyte fort, il existe une relation simple entre la concentration molaire du soluté et les concentrations molaires des ions correspondants.

��

�

�

�

�

�

Adresses de sites Internet conseillés � http://mendeleiev.cyberscol.qc.ca/carrefour/multiples/chap12q.htm� http://jc.marceau.free.fr/phystp.php � http://www.chimix.com/ .


V

m

V

n

Chapitre 2 : La solubilte des électrolytes

Méthode et conseils

de résolution Solution

Appliquer correctement la relation dedéfinition de la concentration.

Ne pas oublier les unités.

Distinguer ente solution saturée etsolution insaturée.

1.

a) Cherchons la solubilité de KNO3 en g.L-1

Soit m1 la masse de soluté qui peut être dissoute dans un

litre de solution pour atteindre la saturation :

m1= x

= 39 + 14 + 48 = 101 g.mol-1

m1= 6,4 x 101= 646,4 g .

Csat = s = = = 646,4 g.L-1.

b) Calculons la masse maximale de KNO3 qu’on peut dissoudre

dans 0,15 L d’eau à 40°C.

Csat = s = soit m = Csat V = s.V. D’où :

m = 646,4 x 0,15 = 96,96 g.

L’électrolyte solide introduit initialement ne peut pas se

dissoudre totalement car la masse de KNO3 introduite est

supérieure à m, il reste donc du nitrate de potassium non

dissout.

)KNO( 3n )KNO( 3

M

)KNO( 3M

V

m1

1

1,646

V

m

A 40°C la solubilité du nitrate de potassium KNO3 dans l’eau est égale à 6,4 mol.L-1.On introduit à cette température 150 g de KNO3 dans 150 mL d’eau pure puis on agitele mélange.

a) Calculer la solubilité de KNO3 en g.L-1 à cette température.b) L’électrolyte solide introduit initialement a-t-il été dissous totalement ? Justifier

la réponse.c) La solution obtenue est-elle saturée ou non saturée ?d) Calculer la concentration molaire des ions potassium K+ et des ions nitrate NO3

-

sachant que KNO3 est un électrolyte fort.On ajoute au mélange précédent 250 mL d’eau pure à 40°C.

a) Calculer la concentration molaire C de la solution obtenue. La solution obtenue est-elle saturée ou non saturée ?

b) Calculer les nouvelles concentrations molaires des ions K+ et des ions NO3-.

Données : les masses molaires atomiques en g.mol-1: MK = 39 MN=14 MO = 16

1.

2.

EXERCICE RESOLU

88

Chapitre 5 : LES ACIDES ET LES BASES DE BRONSTEDC. Définition des acides et des bases selon Bronsted

Dans les deux exemples traités précédemment nous avons noté l’existence d’untransfert d’ion hydrogène d’une entité chimique à une autre. Ces entités peuvent êtreneutres ou chargées (ions). A la suite de l’étude de nombreux autres exemples, J.Bronsted a été amené en 1923 à définir les acides et les bases de la façon suivante.

Fenêtre:

Johannes Bronsted (1879-1947) est un Chimiste Danois. Il a établi en1923, en même temps que Lowry, la théorie sur les réactions acidebase qui sont considérées comme des réactions de transfert d’ionhydrogène .

Fenêtre:

Thomas Martin Lowry chimiste anglais. Il a établi en 1923, en mêmetemps que Bronsted, la théorie sur les réactions acide base qui sontconsidérées comme des réactions de transfert d’ion hydrogène .

JohannesBronsted

Thomas MartinLowry

- Un acide est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable

de libérer un ion hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique. - Une base est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable

de capter un ion hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique. - Une réaction acide base est une réaction de transfert d’ion hydrogène

d’un acide à une base.

Parmi les réactions chimiques suivantes indiquer celles qui font intervenir des acideset des bases de Bronsted. Préciser, le cas échéant, l’acide et la base de Bronsted.

1. CH3CO2H + H2O � CH3CO2- + H3O+ ;2. 3 H2 + N2 � 2 NH3 ;

3. HF(g) + NH3(g) � NH4+ + F- ;4. C3H8(g) + 5 O2(g) � 3 CO2(g) + 4 H2O(g);5. O2(g) + 4 HCl(g) � 2 H2O(g) + 2 Cl2(g);

6. NH4+ + OH- � NH3(g) + H2O;

7. CH3CO2- + H2O � CH3CO2H + OH-.

APPLICATION

Enoncé

A- Fabrication

La fabrication du savon résulte d’une réaction chimique, dite réaction desaponification, entre la soude en solution aqueuse et les acides gras.En Tunisie les acides gras proviennent soit des huiles issues des grignons d’olivier(dont le degré d’acidité est très élevé (Doc 1.) ou des huiles végétales. La soude estfournie à l’état de cristaux par l’usine de cellulose de Kasserine. Industriellement la fabrication du savon comprend trois phases:

1. L’empattage

Dans de grandes chaudières chauffées par de la vapeur d’eau surchauffée à 170°C,la matière grasse et la lessive de soude (il s’agit d’une solution aqueuse de soude deconcentration molaire élevée) sont mélangées à raison de quatre volumes d’acidegras pour un volume de base. Le mélange est ensuite abondonné pendant 24 heuresenviron.

2. Le relargage

Le relargage consiste à ajouter de l’eau salée pour dégager le savon insoluble dansl’eau salée. Cette opération dure également 24 heures environ.

3. La Cuisson

La saponification est achevée en additionnant une solution concentrée de soude lorsd’une dernière cuisson. L’eau salée contenant l’excès de soude est alors éliminée.Le savon est ensuite récupéré après l’avoir rendu lisse par lavage à l’eau. Séché, lesavon est livré à la consommation.

Le savon

Doc1. Les olives sont très riches en acide oléique qui est un acide gras.


Chapitre 5 : LES ACIDES ET LES BASES DE BRONSTED

1EXERCICES D’EVALUATION

Verifier ses acquis

1. L’ionisation dans l’eau du chlorure de potassium KCl est totale, le chlorure de

potassium est un …………

2. L’acide phosphorique H3PO4 est un électrolyte faible, son ionisation dans l’eau est

…………

3. Un électrolyte est un corps composé dont la solution conduit mieux le courant

électrique que ……………

4. Les ions fer Fe3+ sont attirés par l’…………reliée à la borne……............…. d’un

générateur et migrent vers elle au cours de l’électrolyse.

On les appelle des………

5. Les ions nitrate NO sont attirés par l’……....……reliée à la borne……..…. d’un


On les appelle des……….

1. On prépare 250 mL d’une solution aqueuse de nitrate de plomb Pb(NO3)2 0,02

mol.L-1.

Les affirmations suivantes sont-elles correctes ?

a) La quantité de matière de nitrate de plomb est égale à 0,005 mol.

b) La quantité d’ions nitrate NO est égale à 0,010 mol.

c) La quantité d’ions plomb Pb2+ est égale à 0,05 mol.

d) La masse dissoute de soluté est égale à 1,656 g.

e) La concentration massique du nitrate de plomb dans la solution est de

66,24 g.L-1.

Donnée : M(Pb(NO3)2) = 331,2 g.mol-1.

A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices.

B. Questions avec choix de réponses multiples

B.I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s).

–

3

–

3

Adresses desites Internet

Exerciceentièrement

résolu

Fenêtre

solution

Documentscientifique

Notionsessentiellesregroupées

en fin de leçon

Exercices

Exercicedocumentaire

Le chlorure de sodium est un solide ionique où les ions

chlorure Cl- et les ions sodium Na+ occupent les

sommets et les centres des faces d’un cube. Il s’agit

d’une structure ordonnée.

A l’état fondu le chlorure de sodium est un bon

conducteur électrique car les ions peuvent se déplacer

librement. Sous l’action du champ électrostatique crée

entre les deux électrodes, les ions Na+ migrent vers la

cathode et les ions Cl- migrent vers l’anode.

Les solutions aqueuses de chlorure de sodium ou d’acide chlorhydrique conduisent

aussi le courant électrique ce qui prouve l’existence d’ions libres à l’état dispersé.

La formation de ces ions passe par trois étapes :

La dissolution et la dissociation des électrolytes dans l’eau

DOCUMENTS

La dissolution d’un électrolyte est le passage de l’électrolyte de l’état solide (cas de

NaCl) ou gaz (cas de HCl) ou liquide ( cas de l´éthanol) à l’état de soluté en solution.

L’équation chimique associée à la dissolution peut être schématisée par :

NaCl(sd) � NaCl (soluté)

ou HCl (g) � HCl(soluté)

ou C2H5OH(lq) �C2H5OH(soluté) .

1. La dissolution :

1

La dissociation du cristal de NaCl ou de la molécule de HCL a lieu sous l’action

électrostatique des molécules d’eau, qui se comportent comme un dipôle électrique.

Ces interactions du type dipôle-ion ou dipôle-dipôle permettent la rupture des

liaisons ioniques qui assurent la cohésion du cristal de NaCl ou des liaisons

covalentes dans le cas de HCl. L’équation chimique associée à la dissociation

ionique peut être schématisée par :

NaCl(soluté) ) � Na+ + Cl- ou HCl(soluté) � H+ + Cl-

2. La dissociation ionique

9

LES PERIMETRES IRRIGUES DU BASSIN DE LA MEDJERDA

Thème I : LES SOLUTIONS

Le jardinage a toujours fasciné l’homme. Les plantes sont arrosées à l’eau azotée,potassée, phosphatée, etc.

Que contiennent ces solutions aqueuses ? Ont-elles les mêmes propriétésphysiques et chimiques ?

10

C h a p i t r e 1 : L e s é l e c t r o l y t e s

Chapitre 1

Prérequis

Objectifs

L´élève sera capable de :- définir un électrolyte, un anion et un cation ;

-déterminer la concentration molaire d’une entité chimique;- distinguer la concentration molaire d’un soluté et la

concentration molaire des ions en solution ; - distinguer un électrolyte fort d’un électrolyte faible;

- écrire l’équation chimique de la réaction d’ionisationd’un électrolyte dans l’eau.

- Définir les notions de solvant, soluté, solution.- Citer les effets thermiques de la dissolution.

- Exprimer la concentration molaire.- Décrire comment préparer une solution aqueuse de

concentration molaire donnée.- Expliquer le passage du courant électrique dans les liquides.

Une eau minérale est-elle une eau pure ? Est-ce qu’elle conduit le courantélectrique ?

LES ELECTROLYTES

11

1LES ELECTROLYTES

I. LES SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES ET LES ELECTROLYTESL’eau de mer, l’eau sucrée ou l’eau acidulée sont des exemples de solutionsaqueuses. Ces solutions conduisent-elles toutes le courant électrique?

I.1. Conductibilité électrique des solutions1 . a . P r emiè re expé r i ence

Dans un électrolyseur (fig.1) à électrodes en graphite (ou en platine) placé en sérieavec un générateur de tension continue (G), un milliampèremètre (A) et uninterrupteur (K), introduire 100 mL d’eau fraîchement distillée et fermer l’interrupteur K.L’intensité I1 du courant électrique mesurée par le milliampèremètre est très faible.

L’eau distillée conduit très faiblement le courant électrique.

Remplacer dans l’expérience précédente l’eau distillée par 100 mL d’une solutionaqueuse alcoolique obtenue par la dissolution de 10 mL d’éthanol C2H5OH dans

l’eau distillée, puis par 100 mL d’une solution sucrée préparée par dissolution d’unepincée de saccharose (sucre) dans l’eau. Garder le même écartement desélectrodes et la même surface de contact des électrodes avec la solution. L’intensité I2 du courant mesurée est du même ordre de grandeur que l’intensité I1.

Les solutions alcooliques et sucrées conduisent très faiblement le courantélectrique.

Placer dans l’électrolyseur 100 mL d’une solution d’eau salée obtenue par ladissolution d’une pincée de chlorure de sodium NaCl (appelé couramment sel decuisine) dans l’eau distillée et fermer le circuit électrique. Reprendre la mêmeexpérience avec 100 mL d’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique.

1 .c . T ro i s i ème expé r i ence

1 . b . D e u x i è m e e x p é r i e n c e

Figure 1. Expérience et schéma du montage permettant de détecterle passage du courant dans l’eau distillée ou l’eau alcoolique.

E

KG

+ -

mA

12


Figure 2. Expérience et schéma du montage permettant de détecterle passage du courant dans l’eau salée ou l’eau acidulée.

A chaque fois, l’intensité du courant mesurée (fig.2) est beaucoup plus importanteque dans les deux expériences précédentes. Les solutions aqueuses de chlorure desodium ou d’acide chlorhydrique conduisent le courant électrique de manièresignificative. La conductibilité électrique de l’eau salée ou de l’eau acidulée estnettement meilleure que celle de l’eau distillée ou de la solution aqueuse d’éthanolou de l’eau sucrée.Le chlorure de sodium est appelé électrolyte et l’eau salée est une solutionélectrolytique. Les solutions aqueuses d’éthanol et de sucre ne sont pas dessolutions électrolytiques. L’éthanol et le saccharose ne sont pas des électrolytes.

I .2 . Déf in i t ion d ’un é lec t ro ly te

E x e m p l e s d ’ é l e c t r o l y t e s

Les solutions aqueuses de chlorure de potassium KCl, de chlorure de cuivre (II)CuCl2, de sulfate de fer (II) FeSO4, de chlorure de fer (III) FeCl3, de chlorure

dàluminium AlCl3, de sulfate de zinc ZnSO4 et d’ammoniac NH3 sont des solutions

électrolytiques et les solutés correspondants (KCl, CuCl2, FeSO4, FeCl3, AlCl3,

ZnSO4 et NH3) sont des électrolytes.

Un électrolyte est un corps composé dont la solution aqueuse conduit mieux lecourant électrique que l’eau pure. La solution d’un électrolyte est dite solutionélectrolytique.

E

KG

+ -

A

13

1I I . LES ANIONS ET LES CATIONS. MISE EN EVIDENCE DE

LA MIGRATION DES IONS

Quelles sont les entités chimiques responsables de la conductibilité électrique dessolutions?

I I .1 . Expér ience e t obse rva t ion

On dispose d’une burette remplie par une solution (S1) de permanganate depotassium KMnO4 et de sulfate de cuivre (II) CuSO4 dans l'acide sulfuriqueH2SO4 de concentration molaire égale à 1 mol.L-1 environ. La burette est reliée au tube en U par deux robinets R1 et R2. Les robinets étant fermés, verserdans le tube en U une solution (S2) diluée d'acide sulfurique H2SO4. Introduire, enouvrant doucement les robinets R1 et R2, et par la partie inférieure du tube en Ula solution (S1) de sorte que les solutions (S1) et (S2) ne se mélangent pas(Fig.3a). Plonger enfin les deux électrodes en graphite dans la solution diluée deH2SO4 et faire passer un courant électrique continu. Au bout de quelques minutes une coloration bleue apparaît du côté de l'électrodereliée à la borne négative du générateur et une coloration violacée apparaît du côtéde l'électrode reliée à la borne positive du générateur (Fig.3b).

Figure 3. Expérience permettant de mettre en évidence la migration des ions.(a) cas où le circuit est ouvert ; (b) cas où le circuit est fermé

I I . 2 . In t e rp ré t a t ion

Les ions cuivre (II) Cu2+ présentsdans la solution sont à l'origine del'observation de la colorationbleue. Ces ions sont issus de ladissolution et de la dissociationionique de l'électrolyte CuSO4:

CuSO4(sd) � Cu2+ + SO42-.

Fenêtre : Rappel sur l’existence des ions ensolutionLes tests à la flamme et au nitrate d’argentAgNO3 réalisés en deuxième année sur une

solution de chlorure de sodium NaCl ontpermis de mettre en évidence la présence

d’ions sodium Na+ et d’ions chlorure Cl-. Cesions sont formés par dissociation du solutésous l’action électrostatique attractive des

14

I I . 3 . Conclus ion

Cette expérience montre que le passage du courant électrique dans une solutionélectrolytique est assuré par le déplacement (migration) simultané d'ions positifs etd'ions négatifs (Fig.4).

Figure 4. Schéma illustrant la migration des ions lorsdu passage du courant électrique dans une solution électrolytique

Les ions positifs migrent vers la cathode (qui est l'électrode liée au pôle négatif dugénérateur) : ce sont les cations. Les ions négatifs migrent vers l'anode (qui est l'électrode liée au pôle positif dugénérateur) : ce sont les anions.Dans une solution électrolytique, les porteurs de charge sont donc les cations et lesanions, une telle solution est appelée solution ionique.

Remarque

Dans cette expérience l’acide sulfurique joue le rôle de conducteur électrique.D’autre part comme les solutions aqueuses de cet acide sont incolores cela nouspermettra de mettre en évidence les changements de couleur qui se produisentautour des deux électrodes, par suite du passage du courant électrique, dû audéplacements des ions cuivre (II) vers la cathode et des ions permanganate versl’anode.Le coton sert à séparer la solution d’acide sulfurique de la solution formée par lemélange de permanganate de potassium KMnO4 et de sulfate de cuivre (II) CuSO4.

Les ions permanganate MnO4-

présents dans la solution sont àl'origine de l'observation de lacoloration violette. Ces ionsproviennent de la dissolution etde la dissociation ionique del'électrolyte KMnO4:

KMnO4(sd) � K++ MnO4-.

Représentation symbolique de líon MnO4-

Sens de mouvement des ions.

Représentation symbolique de líon Cu2+

molécules de solvant. Une fois formé ces ionssont entourés de molécules d’eau : on dit qu’ilssont solvatés ou hydratés.La dissolution de l'éthanol ou du sucre dansl'eau ne forme pas d'ions et n'améliore pas laconductibilité électrique de l'eau pure. Ladifférence observée au niveau de laconductibilité électrique de l’eau salée et del’eau sucrée est intimement liée à l’existenced’ions en solution.


15

1Fenêtre :

L’expérience précédente peut être réalisée simplement en

imprégnant du coton par quelques gouttes de la solution

(S1).

Le coton sera placé sur une plaque de verre couverte d’un

papier filtre imbibé d’une solution électrolytique incolore et

fixé par deux électrodes métalliques reliées à un générateur

délivrant une tension continue d’environ 10 V.

III - NOTION DE CONCENTRATION

III.1. Rappel

Dans une solution, on peut caractériser la quantité de soluté dissoute par :- la concentration massique ;- la concentration molaire.

a . L a c o n c e n t r a t i o n m a s s i q u e

m : masse du soluté dissous en g ;C = avec V : volume de la solution en L ;

C : concentration massique en g.L-1.

b . L a c o n c e n t r a t i o n m o l a i r e

C = avec :

Remarque

Une solution contenant x moles de soluté dissous dans un litre de solution est ditex fois molaire et x détermine sa molarité.Exemple : une solution contenant deux moles de glucose C6H12O6 par litre desolution est deux fois molaire. Sa concentration molaire est égale à 2 mol.L-1, samolarité est notée: 2 M.

m

V

n

V

La concentration molaire C dún soluté pur introduit dans une solution est égale à laquantité de matière de soluté dissoute par litre de solution.On la calcule par le quotient de la quantité de matière n de soluté dissoute par levolume V de la solution.

La concentration massique d’un soluté dans une solution est égale à la massedissoute de ce soluté par litre de solution. On la calcule par le quotient de la massem du soluté dissous par le volume V de la solution.

15

⎧⎨⎩

⎧⎨⎩

n : quantité de matière de soluté dissoute exprimée en mol ;V : volume de la solution obtenue exprimé en litre L ;

C : concentration molaire en mol.L-1.

16

Calculer la masse de nitrate de potassium KNO3 qu’il faut dissoudre dans l’eau pourobtenir une solution de volume 50 mL et de concentration molaire égale à 0,025 mol.L-1.

Solution

L’expression de définition de la concentration molaire est: C = .

D’où la quantité de matière de soluté dissoute n est :

n = C V = 0,025 x 50.10-3 = 1,25. 10-3 mol.

Or n = où M est la masse molaire moléculaire du soluté KNO3 :

M = 39 + 14 + 48 = 101 g.mol-1.

La masse de soluté dissoute m est : m = n.M = 1,25. 10-3 x101 = 0,126 g.

Calculer le volume V1 qu’il faut prélever d’une solution (S1) de chlorure de sodiumde concentration C1 égale à 0,60 mol.L-1 pour préparer un volume V2 =100 mLd'une solution aqueuse (S2) de concentration C2 égale à 0,15 mol.L-1.

Solution

Il s’agit ici de préparer une solution de concentration connue à partir d’une solution

mère plus concentrée.

On prélève de la solution mère un volume V1 auquel on ajoute de l'eau pour obtenir

le volume V2 de la solution de concentration C2.

Cherchons V1.

La quantité de soluté dans le volume V1 et celle dans le volume V2 sont égales:

C1.V1 = C2.V2 � V1 =

Application numérique: V1 = =0,025 L = 25 mL.

Préparation de (S2) : introduire dans une fiole jaugée de capacité 100 mL, 25 mL de

la solution (Sl), compléter par l’eau distillée jusqu’au trait de jauge et homogénéiser.

PREMIERE APPLICATION

DEUXIEME APPLICATION

Vn

Mm

1

22.

C

VC

60,0

1,0x15,0


17

La photo ci-contre représente une poche contenant une solution physiologiqueinjectable et stérile. D’après les indications fournies sur l’étiquetterépondre aux questions suivantes.1. Donner le nom et la formule du soluté et du solvant.2. Déterminer la masse de soluté dissoute ainsi que le volume du solvant.3. Déterminer la concentration massique et la concentration

molaire de ce liquide physiologique.4. Le liquide physiologique est-il une solution électrolytique ?

Solution1. Le soluté est le chlorure de sodium NaCl et le solvant est l’eau H2O.

2. La solution est préparée par dissolution de 0,9 g de NaCl dans 100 mL d’eau.

3. La concentration massique est : C = = = 9 g.L-1.

La concentration molaire est :

C = = = = 0,154 mol.L-1.

4. Il s’agit d’une solution électrolytique car l’eau salée contient les ions sodium Na+

et les ions chlorure Cl-.

Fenêtre : préparation d’une solution titrée à partir d’un soluté et de l’eau

Vm

Vn

V.Mm

1,0x5,58

9,0

1,0

9,0

Une solution est un mélange homogène qui résulte de la dissolution d’un ou deplusieurs solutés dans un solvant. Le solvant est le liquide où se produit la dissolution.

Si le solvant est l’eau la solution est dite aqueuse. Le soluté peut être solide, liquideou gazeux. Les solutions aqueuses sont électriquement neutres c’est-à-dire qu’ellescontiennent autant d’ions chargés positivement que d’ions chargés négativement.

LES SOLUTIONS AQUEUSES


1

On a les concentrations à l’équilibre :

D’où : [Fe3+]éq = C et [Cl-]éq = 3 C.

Remarque

La concentration molaire d’un soluté X dissous en solution est notée CX. La

concentration molaire d’une entité présente effectivement dans la solution (commepar exemple les ions i correspondants au soluté X) est notée par [i]éq. Par ailleurs

comme les calculs des concentrations molaires des ions i se font toujours àl’équilibre on représentera la concentration molaire de l’ion simplement par [i].

18

FeCl3 Fe3+ Cl-

Quantité de matière introduite à l’instant initial 0,1 mol 0 0

Quantité de matière en solution à l’équilibre 0 0,1 mol 0,3 mol

III.2 Relation entre la concentration molaire initiale d’un soluté et laconcentration molaire des ions correspondants

Jusqu’à présent nous avons calculé la concentration CX d’un soluté X dans une

solution en tenant compte de la masse ou de la quantité de matière de soluté dissoutedans un volume donné de solvant sans tenir compte des ions présents dans lasolution. Dans le cas où le soluté donne lieu à des ions, cette solution peut être aussicaractérisée par la concentration des ions y afférents à condition que la dissociationionique du soluté soit totale dans le solvant envisagé.

ExempleSoit une solution aqueuse de chlorure de fer (III) FeCl3 dont la concentration molaireC est égale à : C = 0,1 mol.L-1.

Déterminer les concentrations molaires des ions fer Fe3+ et des ions chlorure Cl- à

l’équilibre sachant que le soluté se dissocie totalement dans l’eau.

La dissolution dùne mole de chlorure de fer (III) FeCl3, fait apparaître par ionisation

totale, trois moles díons chlorure Cl- et une mole d’ions Fe3+.

Donc, la dissolution de 0,1 mole de chlorure de fer (III) fait apparaître 0,3 moles díons

chlorure et 0,1 mole d’ions Fe3+.

V

n)Fe( 3+

V

n )FeCl( 3

11,0

== 0,1 mol.L-1.[Fe3+]éq ==

V

n)Cl( −

V

n )FeCl( 3 = 0,3 mol.L-1.[Cl-]éq = 3 x=


19

I V . COMPARAISON DES ELECTROLYTES : ELECTROLYTESFORTS ET ELECTROLYTES FAIBLES

IV.1 . Expér iences e t obse rva t ions

Le montage, de la figure ci-dessous, comporte un électrolyseur à électrodes engraphite (ou en platine) placé en série avec un générateur de tension continue (G),un milliampèremètre (A) et un interrupteur (K). Verser dans l’électrolyseur 100 mLd’une solution (S1) d’acide éthanoïque CH3CO2H de concentration molaire

C1= 0,01 mol.L-1 et fermer l’interrupteur K.

L’intensité I1 du courant électrique mesurée par le milliampèremètre est faible. (Fig.5a).

Remplacer la solution d’acide éthanoïque par 100 mL d’une solution (S2) de chlorure

de sodium NaCl de même concentration molaire.

L’intensité I2 du courant mesurée est nettement supérieure à I1 (Fig.5b).

Figure 5. Expériences permettant de mesurer l’intensité du courant dans :

a) une solution aqueuse d’acide éthanoïque 0,01 M ;b) une solution aqueuse de chlorure de sodium 0,01 M.

IV .2 . I n t e rp ré t a t i on

A concentration molaire égale la conductibilité électrique de la solution (S2) de

chlorure de sodium est nettement plus importante que celle de la solution (S1). Or

la conductibilité électrique est liée à la concentration des ions réellement présentsdans la solution ; on en déduit que toutes les molécules d’acide éthanoïqueCH3CO2H ne sont pas totalement ionisées. L’ionisation est partielle et l’acide

éthanoïque est qualifié d’électrolyte faible.A l’opposé on peut confirmer par d’autres expériences que le chlorure de sodiumNaCl est totalement dissocié en ions dans lèau : il s’agit d’un électrolyte fort. Les équations chimiques de la dissolution et de la dissociation ionique de NaCl sont:

NaCl(sd) � NaCl(sol)

NaCl(sol) � Na+ + Cl-.

mA

GK

+ -

mA

GK

+ -

E1

a- b-

E2I1 = 2mAI2 = 12mA

I1 I2

Solution aqueuse d’acideéthanoïque 0,01 molL

-1 Solution de chrlorurede sodium 0,01 molL

-1milliampèremètre

1

20

NaCl(sol) représente le chlorure de sodium à l’état dissous en solution sous

forme de soluté.Les équations chimiques de la dissolution et de l’ionisation de CH3CO2H sont :

CH3CO2H(lq) � CH3CO2H (sol)

CH3CO2H + H2O � H3O+ + CH3CO .

NaCl(sd) � Na+ + Cl-

CH3CO2H + H2O � H3O+ + CH3CO .

IV.3 . Généra l i sa t ion

Un électrolyte fort AB est totalement dissocié en ions dans lèau. On peutreprésenter la dissolution et la dissociation ionique de cet électrolyte par l’équationchimique suivante :

AB ➙ A+ + B-.Exemples d’électrolytes forts: HCl, NaOH, KNO3, AgNO3, KCl, Na2SO4…

Na2SO4(sd) ➙ 2 Na + + SO42- ;

AgNO3(sd) ➙ Ag + + NO3-.

Les sels sont presque tous des électrolytes forts.Pour une solution d‘un électrolyte fort de concentration molaire égale à C, il existeune relation simple entre la molarité de la solution et celle des ions correspondants.Ainsi pour un électrolyte fort du type AB on aura :

[A+] = C ; [B-] = C et [AB] = 0 mol.L-1.

Un électrolyte faible AB est partiellement dissocié dans lèau. La solution contientun certain nombre de molécules de soluté non ionisées. On peut représenter ladissolution et la dissociation ionique de cet électrolyte par l’équation chimique

suivante : AB � A+ + B-.Exemples d’électrolytes faibles : NH3, H3PO4, CH3CO2H…

H3PO4 + 3 H2O � 3 H3O+ + PO43- ;

NH3 + H2O � NH4+ + OH-.

Pour une solution d‘un électrolyte faible de concentration molaire égale à C iln’existe pas de relation simple entre la molarité de la solution et celle des ionscorrespondants. Ainsi pour un électrolyte faible du type AB on aura :

[A+] < C ; [B-] < C et [AB] ≠ 0 mol.L-1.

Remarque

On peut, pour simplifier, représenter l’équation chimique de la réaction de dissolutionet de dissociation ionique de chacun des deux solutés précédents par :

–

2

–

2


21

Le document ci-dessous reproduit les résultats d’une analyse de sang d’unpatient.


EXAMEN BIOCHIMIQUE DU SANG

Examen Résultats Valeurs usuelles

GLYCEMIE 0,94 g.L-1 ou

5,22 mmol. L-10.70 à 1.10 g.L-1 ou

3.88 à 6.10 mmol.L-1

CHOLESTEROL2,46 g.L-1 ou

6,35 mmol.L-1 1.50 à 2.50 g.L-1 ou

3.80 à 6.50 mmol.L-1

HDL CHOLESTEROL0,76 g.L-1 ou

1,96 mmol.L-1 > 0.60 g. L-1 ou

> 1.54 mmol.L-1

TRIGLYCERIDES 2,33 g.L-1 0.60 à 1.70 g.L-1.

On prépare 500 mL d’une solution aqueuse de chlorure de cuivre (II) CuCl2 endissolvant totalement 26,9 g de soluté.

Etablir la relation qui permet de calculer la concentration molaire C de la solutionde chlorure de cuivre (II) à partir de la masse de soluté dissous.Calculer la valeur de C.Ecrire l’équation de la réaction de dissociation ionique du chlorure du cuivre (II)sachant que CuCl2 est un électrolyte fort.Exprimer la molarité de chaque ion dans la solution en fonction de C.En déduire les concentrations molaires des ions présents dans la solution.

Donnée : Les masses molaires atomiques sont : Cu = 63,5 g.mol-1 et Cl = 35,5 g.mol-1.

EXERCICE RESOLU

Quelle est la signification des valeurs usuelles?Les concentrations des substances analysées sont-elles normales ?En prenant en considération les relations de définition de la concentrationmassique et de la concentration molaire; préciser si la glycémie concerne ledosage dans le sang du Xylose (C5H10O5) ou du glucose (C6H12O6). Calculer la concentration molaire du cholestérol en mmol.L-1 sachant que laformule brute du cholestérol est (C27H46O).

Donnée : Les masses molaires atomiques sont : C = 12 g.mol-1 , H = 1 g.mol-1 et O = 16 g.mol-1 .

1.2.3.

4.

1.

2.3.

4.5.

1


22

Méthode et conseils de résolution

Solution

Ecrire l’expression de définition de laconcentration molaire.


Ne pas confondre la concentration d’unsoluté et la concentration des ionscorrespondants.

1. La concentration molaire C de la solution est :

C = ; n est la quantité de CuCl2 dissoute et V le

volume de la solution.

Or n = d’où: C =

est la masse molaire du soluté.

2. Déterminons la valeur numérique de C :

= MCu + 2.MCl = 63,5 + 71= 134,5 g.mol-1

V= 500 mL = 0,5 L.

D’où : C = = 0,4 mol.L-1 .

3. L’équation chimique de la dissociation ionique du

chlorure de cuivre (II) est: CuCl2(sd) ➙ Cu2+ + 2Cl-

4. Exprimons les molarités des ions Cu2+ et Cl-

[Cu2+] = = = C.

[Cl-] = = = 2.C.

5. Application numérique

[Cu2+] = 0,4 mol.L-1 et [Cl-] = 0,8 mol.L-1.

Vn

)CuCl(

)CuCl(

2

2

M

m

V.M

m

)CuCl(

)CuCl(

2

2

V

n)Cu( 2+

V

n )CuCl( 2

V

n2

)CuCl( 2

)CuCl( 2M

)CuCl( 2M

V

n)Cl( −

5,0x5,134

9,26

23

Une solution est un mélange homogène d’un solvant et d’un ou plusieurs solutés.Un électrolyte est un corps composé dont la solution aqueuse conduit mieux lecourant électrique que l'eau pure. La concentration massique est une grandeur qui renseigne sur la masse de solutédissoute par litre de solution. On la calcule par le quotient de la

masse m du soluté par le volume V de la solution: C = .

La concentration molaire C ou molarité dún soluté pur introduit dans une solution

est une grandeur qui renseigne sur la quantité de matière de soluté dissoute par litre

de solution. On la calcule par le quotient de la quantité de matière n de soluté

dissoute par le volume V de la solution : C = .

Un électrolyte est fort si son ionisation dans l'eau est pratiquement totale :

AB � A+ + B-.

Un électrolyte est faible lorsque son ionisation dans l'eau est partielle :

AB � A+ + B-.

Pour un électrolyte fort, il existe une relation simple entre la concentration molaire du soluté et les concentrations molaires des ions correspondants.

♦♦

♦

♦

♦

♦

♦

Adresses de sites Internet conseillés � http://mendeleiev.cyberscol.qc.ca/carrefour/multiples/chap12q.htm� http://jc.marceau.free.fr/phystp.php � http://www.chimix.com .


Vm

Vn

1


24


Verifier ses acquis

1. L’ionisation dans l’eau du chlorure de potassium KCl est totale, le chlorure de

potassium est un …………

2. L’acide phosphorique H3PO4 est un électrolyte faible, son ionisation dans l’eau est

…………

3. Un électrolyte est un corps composé dont la solution conduit mieux le courant

électrique que ……………

4. Les ions fer Fe3+ sont attirés par l’…………reliée à la borne……............…. d’un


On les appelle des………

5. Les ions chlorure Cl- sont attirés par l’……....……reliée à la borne……..…. d’un


On les appelle des……….

1. On prépare 250 mL d’une solution aqueuse de nitrate de plomb Pb(NO3)2 0,02

mol.L-1.

Les affirmations suivantes sont-elles correctes ?

a) La quantité de matière de nitrate de plomb est égale à 0,005 mol.

b) La quantité d’ions nitrate NO est égale à 0,010 mol.

c) La quantité d’ions plomb Pb2+ est égale à 0,05 mol.

d) La masse dissoute de soluté est égale à 1,656 g.

e) La concentration massique du nitrate de plomb dans la solution est

de 66,24 g.L-1.

Donnée : M(Pb(NO3)2) = 331,2 g.mol-1.




–3

25

2. La dissolution d’un électrolyte quelconque dans l’eau est:a) toujours totale ;b) toujours partielle ;c) totale ou partielle selon que l’électrolyte est fort ou faible.

3. Les entités présentes, en plus de l’eau, dans une solution aqueuse d’acide éthanoïque CH3COOH sont :

a) les ions éthanoate CH3COO- et les ions hydronium H3O+ seulement ;

b) les ions CH3COO- seulement ;

c) les molécules CH3COOH et les ions CH3COO- et les ions H3O+.

4. Pour une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium (soude) NaOH de concentration

molaire C on a : [Na+] = [OH-] = C.

a) NaOH est un électrolyte fort ;

b) NaOH est un électrolyte faible ;

c) NaOH n’est pas un électrolyte.

5. Au cours d’une expérience d’électrolyse d’une solution aqueuse de sulfate de cuivre CuS04 :

a) les ions cuivre Cu2+ migrent vers l’anode ;b) les ions sulfate SO migrent vers la cathode ;

c) les ions Cu2+ migrent vers la cathode.

6. Le sulfate de fer Fe2(SO4)3 est un électrolyte fort. Pour une solution

aqueuse de sulfate de fer on a :

a) [Fe2+] = 2 [SO ];

b) 2 [Fe2+] = 3 [SO ];

c) 3 [Fe2+] = 2 [SO ].

2–4

2–4

2–4

2–4

1


26

B.II Répondre par vrai ou faux

UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONSSIMPLES

Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont :H = 1, N = 14, O = 16, Na = 23, Mg = 24,3, Al = 27,

S = 32, Cl = 35,5, K = 39, Fe = 56 et Cu = 63,5.

Exercice 1

Le sulfate de sodium est un composé ionique constitué d'ions sulfate SO

et d'ions sodium Na+.1. Donner la formule de ce composé. 2. Écrire l'équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolyte fort dans l'eau. 3. On prépare, sans variation de volume, une solution de sulfate de sodium par dissolution de 2,84 g de ce composé dans 50 mL d’eau. Déterminer :

a) la concentration molaire de cette solution;

b) les concentrations molaires des ions SO et des ions Na+.

Exercice 2

On dissout 1,71 g de sulfate d'aluminium Al2(SO4)3 solide dans assez d’eau pour

obtenir 250 mL de solution.

1. Calculer la concentration molaire et la concentration massique du sulfated'aluminium dans cette solution.

2. Déterminer les concentrations molaire des ions Al3+ et des ions SO . Comparer

ces valeurs.

Un électrolyte faible s’ionise totalement dans l’eau.

Pour comparer la force de deux électrolytes on utilise deux solutions aqueuses de

concentrations molaires différentes.

On peut toujours confondre la concentration molaire d’un électrolyte avec la

concentration molaire des ions correspondants.

La quantité de matière n de soluté est gale à n = C.V où V représente le volume

de la solution (exprimé en litre) et C sa concentration molaire (exprimée en mol.L-1).

En divisant le volume d’une solution en deux parties égales on modifie la

concentration C.

Pour une solution aqueuse d’acide éthanoïque (CH3COOH) de concentration

molaire C on a : [CH3COO- ] < C.

1.

2.

3.

4.

5.

6.

2–4

2–4

2–4

27

Exercice 3

On fait dissoudre 0,242 g de nitrate de fer (III) Fe(NO3)3 dans lèau pour obtenir 50mL de solution.

1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolyte fort. 2. Etablir la relation qui permet de calculer la concentration molaire C de nitrate de fer(III) dans la solution à partir de la masse de soluté dissous. Déterminer la valeur de cette molarité.

3. En déduire la concentration des ions Fe3+ et celle des ions nitrate NO .

Exercice 4

Compléter et ajuster les équations chimiques suivantes de dissociation ionique ou dedissolution de quelques électrolytes dans l’eau. Dire si l’électrolyte est fort ou faible.

1. CuCl2(sd) � Cu2+ + ……..

2. ………… � 2 K+ + SO

3. NH3 + H2O � ……. + OH-

4. ……. + H2O � HCOO- + H3O+

5. Fe2(SO4)3(sd) � …. + ….

6. ………… � 2 K+ + Cr2O

UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE

Exercice 5

A. On se propose de préparer 500 mL d'une solution aqueuse de sulfate de cuivre (II)

CuSO4 0,075 mol.L-1 à partir de cristaux anhydres de sulfate de cuivre (II) considéré

comme purs.A.1. Ecrire l'équation chimique de la réaction d’ionisation de l’électrolyte.A.2. Calculer les concentrations molaires des ions Cu2+ et des ions SO sachant

que CuSO4 est un électrolyte fort.A.3. Déterminer la masse m de soluté qu’il faut dissoudre pour préparer cette solution.B. En réalité, on a préparé la solution en utilisant la masse m de nitrate de cuivre (II)

tri hydraté de formule CuSO4,3 H2O.B.1. Calculer la masse molaire de cet électrolyte.B.2. Quelle est en définitive la concentration molaire de la solution préparée?

2–7

–

3

2–

4

2–

4

1


28

Exercice 6

On prépare 250 mL de solution de sulfate de potassium K2SO4 en dissolvant dans

de l'eau 4,35 g de ce solide ionique. 1. Calculer la concentration molaire de chacun des ions présents dans la solution.

2. Déterminer le volume d'eau qu’il faut ajouter au 250 cm3 de la solution précédentepour obtenir une solution dont la concentration molaire des ions sulfate est égale

à 0,02 mol.L-1.

Exercice 7

Le sulfate d’ammonium est un solide très soluble dans l’eau et c’est un électrolyte fort.

Sa solution aqueuse contient les ions ammonium NH et les ions sulfate SO .1. Quelle est la formule de cet électrolyte ?2. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolyte.3. Chercher la masse de cristaux de sulfate d’ammonium anhydre qu’il faut

dissoudre dans l’eau pour obtenir 300 mL d’une solution (S) de concentration

molaire C égale à 0,3 mol.L-1.4. Calculer la molarité des ions NH et des ions SO présents dans la solution (S).

5. A la solution précédente on ajoute 1,5 L d’eau pure pour obtenir une nouvelle solution (S’).a) Calculer la nouvelle molarité C’ de la solution (S’).

b) Calculer la molarité des ions NH et des ions SO dans (S’).

Exercice 8

On dissout 1,673 g de chlorure de magnésium hydraté MgCl2,xH2O dans assez d’eau

distillée pour obtenir 1 litre d’une solution (S) où la molarité des ions magnésium

Mg2+ est égale à 0,01 mol.L-1. x représente le nombre de mole d’eau par mole dechlorure de magnésium. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de l’électrolyte fort

MgCl2,xH2O.

2. Déterminer la concentration molaire de la solution (S).3. En déduire la masse molaire du chlorure de magnésium hydraté et la valeur de x. 4. Déterminer le volume V1 d’eau qu’il faut ajouter à la solution (S) précédente pour

obtenir une nouvelle solution (S’) où la concentration des ions chlorure est égale à

0,005 mol.L-1.

2–

4

2–

4

2–

4

+

4

+

4

+

4

29

Exercice 9On mélange 300 mL d’une solution (S1) de sulfate de fer (II) FeSO4 0,04 mol.L-1 avec

100 mL d’une solution (S2) de sulfate de potassium K2SO4 0,02 mol.L-1 et 100 mL d’une

solution (S3) de nitrate de potassium KNO3 0,01 mol.L-1.

1. Déterminer la molarité des différents ions présents dans le mélange. Tous les

électrolytes sont forts.

2. Vérifier que le mélange obtenu est une solution électriquement neutre.

Exercice 10

On réalise un circuit électrique comportant :- un générateur G ;- deux lampes électriques identiques L1 et L2 de puissance 0,6 W chacune montées

en parallèle ;- deux électrolyseurs E1 et E2 identiques montés en parallèle ;

- un interrupteur K.

Les électrolyseurs sont remplis au hasard par le même volume, l’un d’une solution de

nitrate de potassium KNO3, l’autre d’une solution d’acide phosphorique H3PO4 de

même concentration molaire C. En fermant l’interrupteur K la lampe L1 s’allume plus

vivement que la lampe L2.

1. Identifier les solutions électrolytiques contenues dans E1 et dans E2.

2. Comparer la force des deux électrolytes.

3. Ecrire les équations chimiques de dissociation ionique de ces électrolytes .

4. Comparer C et [K+] ainsi que C et [PO ].

Exercice 11

Dans un laboratoire de chimie, une bouteille porte comme seules indications, lesinscriptions suivantes: Solution d'acide sulfurique H2SO4 : 900mL. Pourcentage massique en acide : 96% et d = 1,83.

1. Donner la signification de chaque indication.2. Calculer la masse d'acide sulfurique pur contenu dans la bouteille.3. En déduire la concentration massique et la concentration molaire de la solution

commerciale d'acide sulfurique.

E1

E2

K

3-

4

1


30

L'organisme d'un adulte en bonne santé contient en moyenne entre 4 et 6 litres desang. L’hypoglycémie est une carence en sucre et se manifeste quand laconcentration en sucre dans le sang est inférieure à 0.8 g.L-1. Par contre,l’hyperglycémie correspond à un excès de sucre dans le sang et se manifeste dansle cas où la concentration en sucre est supérieure à 1.2 g.L-1

L’antidiabétique est un médicament dont le rôle est de réguler la concentration deglucose dans le sang (glycémie) dans le cas d’un diabète sucré (caractérisé par unemauvaise régulation de la glycémie) ou de compenser la déficience en vasopressinedans le cas d’un diabète insipide. L'insuline, hormone sécrétée par le pancréas,permet de réguler le taux du glucose sanguin qui fournit l'énergie nécessaire à denombreux processus métaboliques.

"Au cours de la digestion (1) la glycémie augmente (2) chez un sujet en bonne santé.Le pancréas sécrète de l'insuline (3) qui permet aux cellules d'assimiler le glucose etpermet au foie (4) de reconstituer les réserves en glycogène. Les hormones régulentl'insulinosécrétion en faisant chuter le taux de sucre dans le sang (5). En retour, lepancréas produit moins d'insuline (6)." (dàprès William Ganong et Encyclopédie)

DOCUMENTAIRE

Le serum

31

On se propose d’injecter du sérum à 0.9% de glucose C6H12O6 (0.9 g de glucose pour100 g de solution de sérum de densité supposée presque égale à un) à un patient de65 kg dont les analyses ont montré que la concentration en glucose est de 0.6 g.L-1.1. Ce patient est-il hypoglycémique ou hyperglycémique ? 2. Calculer la concentration massique en glucose du sérum de ce patient.3. Calculer le volume moyen V du sang circulant dans le corps de ce patient en prenant

1.06 pour valeur de la densité du sang.4. En supposant que les propriétés du sang ne sont influencées que par la

perfusion du sérum, calculer le volume de sérum perfusé pour amener le taux de glucose de ce patient à 0.8 g.L-1.

1


32

DOCUMENTS

La dissociation du cristal de NaCl ou de la molécule de HCL a lieu sous l’actionélectrostatique des molécules d’eau, qui se comportent comme un dipôle électrique.Ces interactions du type dipôle-ion ou dipôle-dipôle permettent la rupture desliaisons ioniques qui assurent la cohésion du cristal de NaCl ou des liaisonscovalentes dans le cas de HCl. L’équation chimique associée à la dissociationionique peut être schématisée par :

NaCl(soluté) ) � Na+ + Cl- ou HCl(soluté) � H+ + Cl-

2 . La d i s soc ia t ion ion ique

Le chlorure de sodium est un solide ionique où les ionschlorure Cl- et les ions sodium Na+ occupent lessommets et les centres des faces d’un cube. Il s’agitd’une structure ordonnée.A l’état fondu le chlorure de sodium est un bonconducteur électrique car les ions peuvent se déplacerlibrement. Sous l’action du champ électrostatique créeentre les deux électrodes, les ions Na+ migrent vers lacathode et les ions Cl- migrent vers l’anode.

Les solutions aqueuses de chlorure de sodium ou d’acide chlorhydrique conduisentaussi le courant électrique ce qui prouve l’existence d’ions libres à l’état dispersé.La formation de ces ions passe par trois étapes :

La dissolution et la dissociation des électrolytes dans l’eau

La dissolution d’un électrolyte est le passage de l’électrolyte de l’état solide (cas deNaCl) ou gaz (cas de HCl) ou liquide ( cas de l´éthanol) à l’état de soluté en solution.L’équation chimique associée à la dissolution peut être schématisée par :

NaCl(sd) � NaCl (soluté)

ou HCl (g) � HCl(soluté)

ou C2H5OH(lq) �C2H5OH(soluté) .

1. La d isso lu t ion :

33

Par attraction électrostatique les ions passés en solution se trouvent entourés demolécules d’eau en nombre variable qui les empêchent de se rapprocher les unsdes autres pour former de nouveau les liaisons ioniques ou covalentes. C’est lephénomène de solvatation.

Tous les composés minéraux et organiques ne sont pas des électrolytes. Lesalcools ou les sucres par exemple restent sous forme moléculaire et ladissolution s’écrira :

C6H12O6(sd) � C6H12O6(soluté)

Par contre la plupart des acides, des bases et des sels minéraux sont desélectrolytes car ils se dissocient en ions.

3 . La so lva ta t ion

1

Chapitre 2

Prérequis

ObjectifsL´élève sera capable de :

- distinguer un électrolyte très soluble d’un électrolyte peu soluble ;- définir la solubilité d’un électrolyte ;

- citer les facteurs dont dépend la solubilité des électrolytes.

- Concentration molaire d’une solution.- Dissociation ionique.

- Electrolytes forts et électrolytes faibles.

Ces solutions contiennent des électrolytes de nature différente. Les quantitésd’électrolytes à dissoudre dans un même volume d’eau sont-elles les mêmespour obtenir des solutions saturées ?

LA SOLUBILTE DES ELECTROLYTES

Des solutions ioniques.

34

35

LA SOLUBILITE DES ELECTROLYTES DANS L’EAU

Les eaux naturelles contiennent des ions. D’où proviennent ces ions ?

I. SOLUTIONS NON SATUREES ET SOLUTIONS SATUREES

I -1 . Expér i ence e t obse rva t ion

Introduire dans un tube à essais contenant 10 mL d’eau distillée 2 g de chlorure desodium NaCl. Après agitation du mélange, le solide se dissout totalement et onobtient une solution aqueuse (S1) de chlorure de sodium de concentration molaire C1.

Ajouter encore 2 g de chlorure de sodium dans (S1) tout en agitant ; le sel se dissout

et on obtient une solution (S2) de concentration molaire C2 supérieure à C1.

Continuer à ajouter peu à peu du solide tout en agitant. Le soluté se dissoutprogressivement et le niveau du liquide dans le tube augmente légèrement en raisondu volume occupé par l’électrolyte. A partir d’une certaine masse de soluté ajouté unrésidu solide apparaît au fond du tube à essais (S3) car le chlorure de sodium ne

peut plus se dissoudre dans la solution (fig.1).

Figure.1 Dissolution de NaCl dans l’eau et saturation de la solution.

II. DEFINITIONS

II-1. La solubil i té

La solubilité notée s, est par définition égale à la concentration molaire Csat de la

solution saturée : s = Csat.

Dans le système (S3) la concentration a atteint une valeur limite; on dit que la solution

est saturée.La solution (S1) est dite non saturée car elle peut encore dissoudre du soluté.

I -2 . Conc lus ion

2

36

Remarque

A 25°C la solubilité du nitrate de baryum Ba (NO3)2 est égale à 0,35 mol. L-1. 1. Déterminer la masse d’électrolyte dissoute par litre de solution saturée.2. On introduit 0,784 g de soluté dans de l’eau pour obtenir après agitation 250 mL de solution.

a) La solution obtenue est-elle saturée ?b) Calculer les concentrations molaires des ions présents dans la solution

sachant que le nitrate de baryum est un électrolyte fort.

Donnée : les masses molaires atomiques en g.mol-1: Ba = 137,3 ; N = 14 et O = 16.

Solution

1. La concentration molaire de la solution est par définition égale à : C = = .Or C = Csat = s d’où : m = C.M.V. = s.M.V.M est la masse molaire du soluté (M = 261,3 g.mol-1).m = 0,35 x 261,31 = 91,46 g.

2. a) Cherchons la masse m’ de nitrate de baryum dissoute dans 250 mL d’une solution saturée :m’ = C.M.V. = s.M.V = 0,35 x 261,3 x 0,25 = 22,86 g.

La masse introduite (0,784 g) étant inférieure à m’: la solution obtenue n’est pas saturée.b) Au cours de la dissociation ionique de l’électrolyte il se produit la réaction :

Ba(NO3)2 � Ba2+ + 2 NO3- d’où :

[NO3-] = 2 [Ba2+] = 2.C .

Or C = = = 0,012 mol.L-1.

Soit : [NO3-] = 0,024 mol.L-1 et [Ba2+] = 0,012 mol.L-1.

Vn

V.M

m

V.M

m

25,0x3,261

784,0

Une solution aqueuse non saturée est une solution pour laquelle la concentrationmolaire C du soluté est inférieure à la solubilité s : C < s.

Une solution aqueuse saturée est une solution où on ne peut plus dissoudre dusoluté. Sa concentration molaire C est égale à la solubilité : C = Csat = s.

I I I -2 . So lu t ion non sa tu rée

IV-3 . So lu t ion sa turée

APPLICATION

Enoncé

a.

b.

Réaliser à la même température des expériences de dissolution en prenant desquantités de chlorure de sodium et d’eau en proportions variables. Constater que :les solutions non saturées d’un même électrolyte peuvent avoir des concentrationsC différentes, mais toujours inférieures à la solubilité s ;les solutions saturées d’un même électrolyte ont toutes à la même température lamême concentration Csat égale à la solubilité s du soluté.

C h a p i t r e 2 : L a s o l u b i l t e d e s é l e c t r o l y t e s

37

III. FACTEURS AYANT UNE INFLUENCE SUR LA SOLUBILITE

III.1 Influence de la nature de l’électrolyte sur la solubilité

1-a . Expé r i ences e t obse rva t ions

Dans trois tubes A, B, C maintenus à la température ambiante et contenant chacun10 mL d’eau distillée, ajouter progressivement en agitant à chaque fois :

- au tube A du nitrate de potassium KNO3 par quantité de 1 g environ. Arrêter lesajouts de KNO3 dès qu’il reste des cristaux de nitrate de potassium au fond dutube (fig.2a);

- au tube B du dichromate de potassium K2Cr2O7 par quantité de 0,2 g. Arrêter les ajouts de K2Cr2O7 dès que des cristaux de dichromate de potassium restentau fond du tube (fig.2b);

- au tube C du chlorure de sodium NaCl par quantité de 1 g. Arrêter les ajouts deNaCl dès que des cristaux de chlorure de sodium restent au fond du tube (fig.2c).

Figure.2 Dissolution de quelques électrolytes dans l’eau.

2

38

1-b . Conc lu s ion

D’après les expériences précédentes réalisées à la même température ambiante onpeut noter que:La saturation de la solution de nitrate de potassium KNO3 est atteinte avec une

masse comprise entre 3 g et 4 g environ de soluté dans 10 mL d’eau. Desexpériences plus précises permettent de montrer que la saturation est atteinte avec3,2 g dans 10 mL d’eau soit 320 g de soluté dans un litre d’eau ce qui correspond à3,17 mol de KNO3 par litre de solution.

C = Csat = s = = 3,17 mol.L-1 = 320 g.L-1.

Pour le bichromate de potassium K2Cr2O7 la saturation de la solution est atteinte

avec 0,5 g de soluté dans 10 mL d’eau, soit 50 g de soluté dans un litre d’eau ce quicorrespond à 0,17 mol de K2Cr2O7 par litre de solution.

C = Csat = s = = 0,17 mol.L-1 = 50 g.L-1.

Pour le chlorure de sodium NaCl la saturation de la solution est atteinte avec 3,7 g desoluté dans 10 mL d’eau, soit 370 g de soluté dans un litre d’eau ce qui correspondà 6,32 mol de NaCl par litre de solution.

C = Csat = s = = 6,32 mol.L-1 = 370 g.L-1.

Cette expérience montre qu’à température constante la solubilité varie avec la naturede l’électrolyte. Ainsi, dans l’eau, le chlorure de sodium NaCl est plus soluble que lenitrate de potassium KNO3 qui à son tour est plus soluble que le bichromate de

potassium K2Cr2O7.

D’une manière générale la dissolution des électrolytes est limitée et, dans les mêmesconditions, les électrolytes sont plus ou moins solubles dans l’eau ; certains sont trèssolubles alors que d’autres sont peu solubles.

117,3

117,0

132,6

Electrolytes PbCl2 Ca(OH)2 Mg(OH)2 AgCl BaSO4 Fe(OH)3

s en mol.L-1 1,6.10-2 1,3.10-2 1,4.10-4 1,1.10-5 10-5 1,4.10-10

s en g.L-1 4,4 0,96 8.10-3 1,6.10-3 2.10-3 1,5.10-10

Exemple

Le tableau ci-dessous donne la valeur de la solubilité dans l’eau de quelquesélectrolytes courants à la température ambiante.

Électrolytes solubles Électrolytes peu solubles


39

Remarques

1. Il ne faut pas confondre dissociation ionique plus ou moins grande et solubilitéplus ou moins grande. En effet ils existent des électrolytes faibles très solubles,comme l’ammoniac NH3 et des électrolytes forts très peu solubles comme

l’hydroxyde de calcium Ca(OH)2.

2. La solubilité dépend aussi de la nature du solvant. Ainsi le chlorure de sodiumest très soluble dans l’eau (370 g par litre d’eau environ) et très peu soluble dansl’alcool (0,5 g par litre de solvant environ).

Figure.3a Influence de la température sur la solubilité du nitrate de potassium.

III.2 Influence de la température sur la solubilité

2 - a . P r e m i è r e e x p é r i e n c e

Prendre un tube à essais A contenant à la température ambiante une solution saturéede nitrate de potassium KNO3 en présence d’une faible quantité de cristaux du mêmeélectrolyte. La concentration molaire de la solution saturée est égale à la solubilité s1 :Csat= s1. Chauffer le mélange (fig.3a).La quantité de cristaux de KNO3 diminue progressivement et disparaît totalement. Lasolubilité du nitrate de potassium KNO3 croit avec la température. On obtient unesolution où la molarité est supérieure à la solubilité : C>s1. Refroidir le mélange précédent pour ramener le tube à essais à la températureambiante, des cristaux de KNO3 réapparaissent. La solubilité du nitrate de potassium décroît quand la température diminue.

2

40

2 - b . D e u x i è m e e x p é r i e n c e

Prendre un autre tube à essais B contenant une solution saturée d’hydroxyde de

calcium Ca(OH)2 en présence d’une faible quantité de cristaux du même électrolyte.

La concentration molaire de la solution saturée est égale à la solubilité s2 : Csat= s2.

En augmentant la température (fig.3b) la solution se trouble davantage à cause de

l’apparition de cristaux de Ca(OH)2. On en conclut que la solubilité de l’hydroxyde de

calcium Ca(OH)2 décroît quand la température augmente.

2 .c . Conc lus ion

La solubilité d’un électrolyte dépend de la température. Pour la plupart des

électrolytes solides la solubilité est une fonction croissante de la température. Il existe

cependant quelques électrolytes dont la solubilité décroît quand la température

augmente.

Figure.3b Influence de la température sur la solubilité de l’hydroxyde de calcium

Electrolytes Solubilité en g dans 100 mL d’eau

Oxyde de calcium CaO 0,131 à 10°C 0,07 à 80°C

Sulfate de calcium hydraté (gypse) CaSO4,2H20 0,241 à 0°C 0,222 à 100°C

Sulfate de cérium (III) Ce2(SO4)3 10,1 à 0°C 60,8 à 100°C

Sulfate de cadmium CdSO4 75,5 à 0°C 0,222 à 100°C

Exemple

Exemple

Remarque

La solubilité des corps gazeux diminue quand la température augmente.

Température en °C 15 20 25 30 35

Solubilité de CO2 en mol.L-1 8,21.10-4 7,07.10-4 6,15.10-4 5,40.10-4 4,80.10-4

Solubilité de O2 en mol.L-1 2,76.10-5 2,50.10-5 2,29.10-5 2,12.10-5 1,98.10-5


41


Solution

Appliquer correctement la relation dedéfinition de la concentration.


Distinguer ente solution saturée etsolution insaturée.

1.

a) Cherchons la solubilité de KNO3 en g.L-1.

Soit m1 la masse de soluté qui peut être dissoute dans un

litre de solution pour atteindre la saturation :

m1= x

= 39 + 14 + 48 = 101 g.mol-1

m1= 6,4 x 101= 646,4 g .

Csat = s = = = 646,4 g.L-1.

b) Calculons la masse maximale de KNO3 qu’on peut dissoudre

dans 0,15 L d’eau à 40°C.

Csat = s = soit m = Csat V = s.V. D’où :

m = 646,4 x 0,15 = 96,96 g.

L’électrolyte solide introduit initialement ne peut pas sedissoudre totalement car la masse de KNO3 introduite estsupérieure à m, il reste donc du nitrate de potassium nondissout.

)KNO( 3n )KNO( 3

M

)KNO( 3M

V

m111,646

Vm

A 40°C la solubilité du nitrate de potassium KNO3 dans l’eau est égale à 6,4 mol.L-1.On introduit à cette température 150 g de KNO3 dans 150 mL d’eau pure puis on agitele mélange.

a) Calculer la solubilité de KNO3 en g.L-1 à cette température.b) L’électrolyte solide introduit initialement a-t-il été dissous totalement ? Justifier

la réponse.c) La solution obtenue est-elle saturée ou non saturée ?d) Calculer la concentration molaire des ions potassium K+ et des ions nitrate NO3

-

sachant que KNO3 est un électrolyte fort.On ajoute au mélange précédent 250 mL d’eau pure à 40°C.

a) Calculer la concentration molaire C de la solution obtenue. La solution obtenue est-elle saturée ou non saturée ?

b) Calculer les nouvelles concentrations molaires des ions K+ et des ions NO3-.

Données : les masses molaires atomiques en g.mol-1: K = 39 ; N =14 ; O = 16.

1.

2.

EXERCICE RESOLU

2

42


Solution

Appliquer correctement la définitionde la concentration.

Ecrire l’expression de définition de laconcentration molaire.

Evidemment une fois le calcul estfait, il faut vérifier si l’hypothèseémise est correcte en comparant lavaleur de la molarité trouvée à cellede la solubilité.

c) La solution obtenue est saurée car elle ne peut pas dissoudre

tout le solide introduit.

d) l’équation de dissociation ionique de KNO3 s’écrit :

KNO3(sd) � K+ + NO3-

Comme la solubilité de KNO3 est égale à 6,4 mol.L-1 on

peut se permettre de dire qu’une mole de KNO3 libère 1

mole d’ions K+ et 1 mole d’ions NO3- par litre de solution.

A la saturation C = Csat = s d’où:

[K+] = = = 6,4 mol.L-1.

[NO3-] = = = 6,4 mol.L-1.

2.

a) Pour calculer la concentration molaire C, après la dilution on

est obligé de supposer que tout le solide introduit va se

dissoudre totalement dans le nouveau volume de la solution.

C = = .

C = = 3,7 mol.L-1. Or la solubilité de KNO3 est

égale à 6,4 mol.L-1 donc C < s l’hypothèse émise est correcte:

tout le solide introduit est dissous et la solution obtenue est

non saturée ;

b) La concentration molaire des ions est:

[K+] = [NO3-] = C = 3,7 mol.L-1.

V

n)K( +

V

n )NO( 3−

14,6

14,6

V

n )KNO( 3

150101.0,4

)KNO(

)KNO(

3

3

MxV

m


43

A une température donnée, la solubilité d’un électrolyte est égale à la concentration

molaire du soluté dans la solution saturée : s = Csat.A une température donnée on peut avoir :

a) une solution non saturée si la concentration du soluté est inférieure à la

solubilité : C < s

b) une solution est saturée si la concentration du soluté est égale à la solubilité :

C = Csat = s.

La solubilité d’un électrolyte dépend de sa nature, de la température et de la nature

du solvant.

Si la solubilité est grande l’électrolyte est dit très soluble, à l’opposé si la solubilité est

faible l’électrolyte est dit peu soluble.

♦

♦

♦

♦


2

44

Verifier ses acquis

1. La concentration molaire d’une solution saturée est appelée …………..................

Elle s’exprime soit en ……...............…. soit en …..................…..................………..

2. Si la concentration molaire C d’une solution est inférieure à la solubilité s, la

solution est dite.......Si sa concentration est égale à la solubilité s elle est dite….....

3. La solubilité d’un électrolyte dépend de la…………, de la ………..et de ...............

A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices

1. Si la solubilité d’un électrolyte est grande, l’électrolyte est :a) très peu soluble ;b) très soluble ;c) insoluble.

2. La solubilité d’un électrolyte : a) dépend de la température ;b) ne dépend pas de la nature du soluté ;c) ne dépend pas de la nature du solvant.

3. Les solubilités du bromure d’ammonium NH4Br à deux températures différentessont : s1= 1260 g.L-1 à 80°C et s2 = 680 g.L-1 à 10°C. On abaisse la température du tube à essais contenant une solution saturée de cetélectrolyte en présence de quelques cristaux du même soluté de 100°C à 20°C :

a) il n’apparaît pas dans le tube à essais de nouveaux cristaux de soluté ;b) le refroidissement n’a aucun effet sur la solubilité ;c) la masse du bromure d’ammonium solide présent dans le tube diminue.

B. Questions avec choix de réponses multiples B. I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s).

1. Une solution saturée est une solution où on peut encore dissoudre du soluté.2. Pour une solution non saturée la concentration molaire C est supérieure à la

solubilité s.3. Pour une solution saturée la concentration molaire C est inférieure ou égale à la

solubilité s.

B. II Répondre par vrai ou faux



45

Exercice 1

A 20°C la solubilité du nitrate de sodium NaNO3 dans l'eau est égale à 10,35 mol.L-1.On introduit 153 g de NaNO3 dans assez d’eau pour obtenir 150 cm3 de solution.Montrer que la solution obtenue est saturée et qu'il reste un dépôt solide de NaNO3.Chercher la masse du dépôt solide.Ecrire l'équation chimique de la réaction de dissociation ionique du nitrate desodium NaNO3 dans l’eau sachant que NaNO3 est un électrolyte fort.Calculer les concentrations molaires des ions présents dans la solution.

Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont :H = 1 ; Li = 6,9 ; C = 12 ; N = 14 ; O = 16 ; Na = 23, Cl = 35,5 ; Ba = 137 et Pb = 207,2.

UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES

Exercice 2

Soit deux tubes à essais (A) et (B) contenant chacun une solution de sulfate depotassium K2SO4 à la température ambiante. On ajoute dans chaque tube àessais une petite quantité de sulfate de potassium. Au bout d’un certain temps onremarque que le solide disparaît dans le tube à essais (A) et reste au fond du tube (B).Que peut-on dire des solutions contenues dans les tubes à essais (A) et (B) ?Que doit-on faire pour que des cristaux de sulfate de potassium apparaissent dansle tube à essais (A) ?Décrire une expérience permettant de faire disparaître le sulfate de potassiumsolide dans le tube à essais (B).

Exercice 3

A 20°C la solubilité du chlorure de plomb PbCl2 est s = 0,036 mol.L-1.On introduit 0,556 g de PbCl2 solide dans 100 mL d’eau pure et on agitelonguement.L’électrolyte PbCl2 solide introduit initialement a-t-il été dissous totalement ?Dire si la solution obtenue est saturée ou non.Déterminer les concentrations molaires des ions Pb2+ et des ions Cl- dans la solution.

1.2. 3.

4.

1.2.

3.

1.2. 3.

Exercice 4

On prépare à des températures différentes des solutions d’oxalate d’ammonium(NH4)2C2O4 en dissolvant dans l’eau une masse m de soluté de manière à obtenirchaque fois 100 mL d’une solution saturée. On obtient le tableau de résultats suivants :

2

46


1. Commenter les valeurs de ce tableau.2. Calculer la solubilité de l’oxalate d’ammonium pour chaque température.3. Tracer la courbe de variation de la solubilité avec la température. 4. Déterminer la solubilité de l’oxalate d’ammonium dans l’eau à 26°C.

Température en °C 0 10 20 30 40 50

m(NH4)2C2O4sat en g 2,4 3,2 4,5 6,0 8,2 10,7


Exercice 6

A 20°C la solubilité de l’hydroxyde de baryum Ba(OH)2 est égale à 0,23 mol.L-1.

1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de l’hydroxyde de

baryum sachant que Ba(OH)2 est un électrolyte fort.

2. Calculer la solubilité de l’hydroxyde de baryum dans l’eau en g.L-1.

3. On introduit à 20°C 3,8 g d’hydroxyde de baryum dans 100 mL d’eau et on agite.

On supposera que le volume reste constant.

a) Dire si la solution (S) est saturée ou non.

b) Calculer les molarités des ions Ba2+ et des ions OH- présents dans la solution (S).

4.La même masse est mise dans 50 mL d’eau. On obtient une solution (S’).

a) Dire si la solution (S’) est saturée ou non.

b) Calculer s’il y a lieu la masse d’électrolyte déposée.

c) Déterminer les molarités des ions Ba2+ et des ions OH- présents dans la

solution (S’).

Exercice 5

A 20°C la solubilité du carbonate de lithium Li2CO3 est égale à 0,18 mol.L-1. Onprépare à 20°C une solution aqueuse (S) en introduisant 3,1g de soluté dans assezd’eau pour obtenir 250 mL de solution.

Calculer la solubilité s20°C de cet électrolyte en g.L-1. Dire si la solution (S) est saturée ou non. Calculer la concentration molaire C du carbonate de lithium dans cette solution.On chauffe la solution (S) précédente à la température de 40°C. Un dépôt desoluté de masse égale à 0,4 g apparaît.

a) Quel est l’effet de l’élévation de la température sur la solubilité du carbonate de lithium ?

b) Calculer la valeur de la solubilité à 40°C. On notera s40°C cette solubilité.

1.2.3.4.

47

Exercice 7

A 20°C la solubilité de l’hydrogénosulfate de potassium KHSO4 est égale à 514 g.L-1. On mélange à 20°C 80 mL d’une solution aqueuse (S1) d'hydrogénosulfate depotassium KHSO4 dont la concentration massique C1 est égale à 280 g.L-1 avec 120 mLd’une solution aqueuse (S2) du même électrolyte de concentration massique C2égale à 400 g.L-1.

Calculer la masse d'hydrogénosulfate de potassium dissoute dans le mélangeobtenu.En déduire la concentration massique de l’hydrogénosulfate de potassium dans lasolution obtenue. La comparer à C1 et à C2. Conclure. Dire si la solution obtenue est saturée ou non.

1.

2.

3.

Exercice 8

On dispose d'un flacon contenant 250 mL de solution de chlorure de sodium deconcentration 40 mmol.L-1

1. Déterminer la masse de chlorure de sodium utilisée pour préparer cette solution.2. Dire comment il faut procéder pour préparer 200 mL d'une solution deconcentration égale à 0,01 mol.L-1 à partir de la solution précédente.

On refroidit la solution (S) à 10°C. On observe l’apparition d’un dépôt solide.

Calculer la masse de solide déposée sachant que la solubilité de l’hydroxyde de

baryum Ba(OH)2 est égale à 0,20 mol.L-1 à 10°C.

5.

2

48

Dans le tableau suivant on donne la solubilité de quelques électrolytes à 25°C.

La photo 1 représente un milieu marin. Les poissons constituent une source nutritiveriche en diiode I2, d’où provient ce corps simple ?

Dans les salines (photo 2) on observe un dépôt de sel. Comment peut-on expliquerla formation du sel solide dans les salines ?

la solubilité des électrolytes dand l’eau

DOCUMENT 1

Electrolyte Formule Solubilité en mol.L-1

Bichromate de potassium K2Cr2O7 0,167

Hydroxyde de calcium Ca(OH)2 1,3.10-2

Chlorure de Plomb PbCl2 1,6.10-2

Sulfate d’argent Ag2SO4 1,6.10-2

Iodure de plomb PbI2 1,3.10-3

Sulfate de calcium CaSO4 5.10-3

Hydroxyde de magnésium Mg(OH)2 1,4.10-4

Chlorure d’argent AgCl 1,1.10-5

Sulfate de baryum BaSO4 10-5

Hydroxyde de cuivre II Cu(OH)2 2,5.10-7

Hydroxyde d’aluminium Al(OH)3 5.10-9

Hydroxyde de fer III Fe(OH)3 1,4.10-10

Photo 2Photo 1

DOCUMENT 2


Prérequis


- écrire l’équation chimique d’une réaction de précipitation ;- citer les facteurs influant sur la précipitation des électrolytes.

- Dissociation ionique.- Electrolytes forts et électrolytes faibles.

- Solubilité.- Electrolytes solubles et électrolytes peu solubles.

49

Comment explique-t-on le dépôt solide dans les conduites d’eau ?Pourquoi conseille-t-on à un malade ayant des calculs rénaux de boire certaineseaux minérales ?

Chapitre 3

LA PRECIPITATION DES ELECTROLYTES

Des résultats de réactions de précipitation des ions

50

C h a p i t r e 3 : L a p r é c i p i t a t i o n d e s é l e c t r o l y t e s

LA PRECIPITATION DES ELECTROLYTES

I- LA REACTION DE PRECIPITATION

I .1 . Expér i ence e t obse rva t ionAjouter à une solution aqueuse de chlorure de sodium NaCl 0,1 M, contenue dans untube à essais, quelques gouttes d’une solution aqueuse de nitrate d’argent AgNO30,01 M. Un précipité blanc apparaît instantanément.

I . 2 . I n t e r p r é t a t i o nLe solide blanc formé est le chlorure d’argent AgCl. Il provient de la réaction chimiqued’équation : Na+ + Cl- + Ag+ + NO3

- � AgCl(sd) + Na+ + NO3-.

Comme les ions sodium Na+ et nitrate NO3- ne participent pas réellement à la

réaction, on peut écrire l’équation chimique de la réaction précédente d’une manièreplus simple : Ag+ + Cl- � AgCl(sd).

L’apparition d’un solide à partir des ions correspondants présents en solution est uneréaction de précipitation.

I .3 . Déf in i t ion

I I . FACTEURS AYANT UNE INFLUANCE SUR LA PRECIPITATION DES ELECTROLYTES

II. Influence de la concentration des réactifs

1 .a . Expé r i ences e t obse rva t ions

Prendre deux tubes à essai (A) et (B) contenant respectivement 1 cm3 d’une solutionaqueuse de chlorure de sodium NaCl 1 M et 5 cm3 d’une solution aqueuse de nitratede plomb Pb(NO3)2 0,5 M. Verser le contenu du tube (A) dans celui du tube (B), unprécipité blanc apparaît aussitôt (fig.1a).

Figure 1. Influence de la concentration des réactifs sur la précipitation des électrolytes.

Une réaction de précipitation est une réaction qui donne lieu à la formation d’unproduit très peu soluble à partir des ions correspondant présents en solution. Ce produit peu soluble généralement, est nommé précipité et se dépose le plussouvent au fond du récipient où se produit la précipitation.

Fig- 1-a Fig- 1-b

51

3Répéter l’expérience précédente en partant cette fois-ci des solutions aqueuses dechlorure de sodium NaCl et de nitrate de plomb Pb(NO3)2 précédentes diluéescinquante fois environ. Pour cela introduire 1cm3 de chaque solution dans une fiolejaugée de 50 mL et compléter à l’eau distillée jusqu’au trait de jauge. Mélangerensuite des volumes égaux de ces deux solutions diluées. Aucun précipitén’apparaît (fig.1b).

1 . b . I n t e r p r é t a t i o n

Dans la première expérience, le précipité blanc qui apparaît est le chlorure de plombPbCl2. L’équation chimique de la réaction est:

2 Na+ + 2 Cl- + Pb2+ + 2 NO3- � PbCl2 (sd) + 2 Na+ + 2 NO3

-.

Comme les ions Na+ et NO3- ne participent pas à la réaction (ils sont dits ions

spectateurs) on peut écrire l’équation de la réaction de précipitation sous une formeplus simple :

Pb2+ + 2 Cl- � PbCl2 (sd).Dans la deuxième expérience la précipitation du chlorure de plomb n’a pas eu lieubien que le mélange contienne les ions Na+, Cl-, Pb2+ et NO3

- en quantités égalesà celles dans la première expérience car les concentrations de ces ions sont faibles.

1 .c . Conc lus ion

Dans les expériences décrites ci-dessus ( Fig.1a et Fig.1b) les quantités de matière

de Cl- et de Pb2+ sont les mêmes. En effet :

Dans l’expérience 1a on a :

= 1.10-3 x 0,1 = 10-4 mol et = 1.10-3 x 0,5 = 5. 10-4 mol.

Dans l’expérience 1b on a :

= 50.10-3 x 2. 10-3 = 10-4 mol et = 50.10-3 x 10-2 = 5. 10-4 mol.

Sous l’effet de la dilution les concentrations ont diminué. En conséquence la

réaction de précipitation ne dépend pas des quantités de matière de réactifs mais

elle dépend de leurs concentrations.

II. Influence de la nature des réactifs sur la précipitation des électrolytes.

2 . a . Expé r i ences , obse rva t i ons e t i n t e rp r é t a t i on

Réaliser les six expériences suivantes (Fig.2) et noter à chaque fois s’il y aprécipitation ou non d’un électrolyte peu soluble.

)Cl(n −)Pb( 2n +

)Pb( 2n +)Cl(n −

1- Ajouter quelques gouttes de nitrate de potassium

KNO3 0,1 M dans chacun des deux tubes à essais

suivants :

KNO3 0,1 M KNO3 0,1 M

Solution de NaCl 0,1 M Solution de ZnSO4 0,1 M Pas de précipitation

Il ne se produit aucune réaction.

On a simplement un mélange

d’ions Na+, Cl-, Zn2+, SO42-, K+

et NO3-.

2- Ajouter quelques gouttes de nitrate d’argent AgNO30,1 M dans chacun des deux tubes à essais suivants :

AgNO3 0,1 M AgNO3 0,1 M

Solution de NaCl

0,1 M Solution de KCl 0,1 MUn précipité blanc

qui noircit à la

lumière apparaît

dans chaque tube.

Le précipité obtenu correspond à

la formation du chlorure d’argent

AgCl. Il résulte de la réaction des

ions Ag+ avec les ions Cl-

présents dans chacun des deux

tubes. L’équation chimique

simplifiée de la réaction de

précipitation est :

Ag+ + Cl- � AgCl(sd).

3- Ajouter quelques gouttes de nitrate de Plomb

Pb(NO3)2 0,1 M dans chacun des deux tubes à essais

suivants :

Pb(NO3)2 0,1 M Pb(NO3)2 0,1 M

Solution de Na2SO4 0,1 M Solution de K2SO4 0,1 M

Un précipité blancapparaît danschaque tube.

Le précipité blanc apparu est du

sulfate de plomb PbSO4 qui

résulte de l’action de l’ion plomb

Pb2+ sur l’ion sulfate SO42-

L’équation simplifiée est :

Pb2+ + SO42- � PbSO4(sd).

52


Expériences Observations Interprétations

53

3

4- Ajouter quelques gouttes de potasse KOH

0,1 M dans chacun des deux tubes à essais

suivants :

KOH 0,1 M KOH 0,1 M

Solution de CuSO4 0,1 M Solution de Cu(Cl)2 0,1 M

Un précipité de

couleur bleu

apparaît dans

chaque tube.

Le précipité bleu apparu est

l’hydroxyde de cuivre (II)

Cu(OH)2 qui résulte de l’action

de l’ion cuivre (II) Cu2+ sur l’ion

hydroxyde OH-. L’équation

simplifiée de la réaction est :

Cu2++2OH- � Cu(OH)2(sd)


0,1 M dans chacun des deux tubes à essais

suivants:

KOH 0,1 M KOH 0,1 M

Solution de FeSO4 0,1 M Solution de Fe(Cl)2 0,1 M

Unprécipité vert

apparaît dans

chaque tube

Le précipité vert apparu est

l’hydroxyde de fer (II) Fe(OH)2. Il

résulte de l’action de l’ion fer (II)

Fe2+ sur l’ion hydroxyde OH-.

L’équation simplifiée de la

réaction est :

Fe2++2OH- � Fe(OH)2(sd)


0,1 M dans chacun des deux tubes à essais suivant :

KOH 0,1 M KOH 0,1 M

Solution de Fe2(SO4)3 0,1 M Solution de FeCl3 0,1 M

Un précipité rouilleapparaît danschaque tube.

Le précipité rouille apparu est

l’hydroxyde de fer (III) Fe(OH)3qui résulte de l’action de l’ion fer

(III) Fe3+ sur l’ion hydroxyde OH-

. L’équation simplifiée de la

réaction est :

Fe3++3OH- � Fe(OH)3(sd).

54


D’après les expériences précédentes nous constatons que certains ions tels que :

Ag+ et Cl-; Pb2+ et SO ; Pb2+ et Cl-; Cu2+ et OH-; Fe2+et OH-; Fe3+et OH-

peuvent donner un précipité.Dans la précipitation des électrolytes, ce sont les ions qui jouent le rôle de réactifset non les composés qui les apportent. La précipitation des électrolytes dépenddonc de la nature des réactifs.

2 .b . Conc lu s ion

2–

4

Pour déterminer les concentrations molaires d’une solution aqueuse (S) contenantdes ions cuivre (II) Cu2+ et des ions chlorure Cl- on réalise les essais suivants.A. On ajoute à 100 mL de (S) une solution aqueuse de soude NaOH en excès. Onobtient un précipité bleu d’hydroxyde de cuivre (II) qui, filtré puis séché, a unemasse de 1,95 g.Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation.Calculer la concentration molaire des ions Cu2+ contenus dans la solution (S) ensupposant que la réaction de précipitation soit totale.En déduire la concentration molaire C de la solution (S).Calculer le volume minimal d’une solution d’hydroxyde de sodium 1 M nécessairepour précipiter tous les ions Cu2+ contenu dans (S).

B. On ajoute à 100 mL de (S) une solution de nitrate d’argent AgNO3 en excès.On observe l’apparition d’un précipité blanc qui, filtré et séché, a une masse de5,74 g.Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation.Donner le nom du précipité formé.Déterminer la concentration molaire des ions Cl- contenus dans la solution (S) :a) en exploitant les données de l’essai 2 et en supposant que la réaction de

précipitation soit totale;b) sans faire aucun calcul.

Donnée : Les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont :

Cu = 63,5; Cl = 35,5 ; O = 16 ; H = 1 et Ag = 107,9.

1.2.

3.4.

1.2.3.

EXERCICE RESOLU


Solution

- Se rappeler qu’une équationchimique correctement écrite doittenir compte du principe deconservation des atomes et descharges électriques.

- Ne pas confondre la concentrationmolaire de la solution avec celle desions correspondants.

- Ne pas oublier les unités

- Ecrire l’expression de définition dela concentration molaire.

A.

1. L’équation chimique de la réaction de précipitation est :

Cu2+ + 2 Cl- + 2 Na+ + 2 OH-�Cu(OH)2(sd)+ 2 Na+ + 2 Cl-.

L’équation chimique simplifiée est :

Cu2+ + 2 OH-� Cu(OH)2 (sd).

2. Soit n la quantité d’hydroxyde de cuivre (II) Cu(OH)2

formée.

n = où représente la masse

molaire de l’hydroxyde de cuivre (II). D’où :

n = = 0,02 mol.

La quantité de matière de Cu2+ précipité est donc égale à n :

n = = 0,02 mol.

La concentration molaire de Cu2+ dans la solution est :

[Cu2+] = = = 0,2 mol.L-1.

3. La concentration molaire C du chlorure de cuivre (II) dans la

solution (S) est :

C = [Cu2+] = 0,2 mol.L-1.

4. Cherchons la quantité minimale des ions hydroxyde OH-

présents dans une solution d’hydroxyde de sodium 0,1 M

nécessaire pour précipiter tous les ions Cu2+. D’après

l’équation chimique simplifiée on a :

n(OH-) = 2 x n(Cu2+).

n(OH-) = 2 x 0,02 = 0,04 mol.

[OH-] = d’où:

V = = = 0,04 L = 40 mL.

))OH(Cu( 2M

)OH(Cu(

))OH(Cu(

2

2

M

m

)Cu( 2n +

5,97

95,1

V

n)Cu( 2+

V

)OH(n −

1

04,0

1,0

02,0

55

nOH-

[ OH-

]

3

56



Solution

B.

1. L’équation chimique de la réaction de précipitation est :

Cu2+ + 2 Cl- + 2 Ag+ + 2 NO3-�2 AgCl (sd) + Cu2+ + 2 NO3

-

L’équation chimique simplifiée est :

Ag+ + Cl-�AgCl (sd).

2. Le précipité formé est le chlorure d’argent.

3. a) Soit n la quantité de chlorure d’argent AgCl.

n = où M(AgCl) représente la masse molaire du

chlorure d’argent. D’où :

n = = 0,04 mol.

La concentration molaire de la solution est :

C = = = 0,4 mol.L-1.

Or [Cl-] = C donc [Cl-] = 0,4 mol.L-1.

3.b) Toute solution est électriquement neutre on a forcément :

[Cl-] = 2 x [Cu2+] = 2 x 0,2 = 0,4 mol.L-1.

AgCl(M

)AgCl(m

4,143

74,5

V

)AgCl(n

1,0

04,0

♦ La précipitation est la réaction qui donne un précipité à partir des ions correspondants.♦ La précipitation d’un électrolyte dépend de la concentration des réactifs et de

la nature des ions présents.


57

3Verifier ses acquis

1. La réaction chimique qui donne un précipité à partir des ions correspondants est appelée……………….

2. La précipitation des électrolytes peu solubles dépend de …………….et ………………dela …………...

3. La précipitation des électrolytes est indépendante de ………………………des réactifs.

1. La précipitation des électrolytes :a) dépend de la température ;b) dépend de la quantité de matière des réactifs ;c) ne dépend pas de la nature des réactifs ;d) dépend de la concentration molaire des ions mis en jeu.

2. On ajoute à une solution aqueuse (S) quelques gouttes de nitrate d’argent ; on obtientun précipité blanc qui noircit à la lumière. La solution contient :

a) des ions phosphate PO ;

b) des ions chlorure Cl-;

c) des ions carbonate CO .

3. On ajoute à une solution aqueuse contenant des ions fer (II) Fe2+ une solution d’hydroxyde de sodium; on obtient un précipité :a) blanc;b) vert;c) rouille.


B. Questions avec choix de réponses multiples B. I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s).


1. Les ions spectateurs ne participent pas dans une réaction de précipitation.2. Dans la réaction de précipitation les réactifs sont les électrolytes dissous et non les ionscorrespondants.3. En mélangeant deux solutions d’électrolytes quelconques on obtient toujours uneréaction de précipitation.


2–

3

3–

4

58



Exercice 1

L’anion hydroxyde OH- réagit séparément avec les cations Fe2+, Fe3+, Cu2+ etBa2+ et donne des précipités de couleurs respectives: verte; rouille; bleue et blanche.1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation de chacun des cations.2. Donner le nom de chaque précipité formé.

Exercice 2

Le chlorure de cuivre (II) CuCl2 est un électrolyte fort. On considère 10 mL d’unesolution aqueuse de chlorure de cuivre (II) de molarité C. Pour précipiter tous les ionsCu2+ présents dans la solution, on ajoute un excès d’une solution de soude 1 M. Unprécipité de couleur bleue apparaît.1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation. 2. Le solide, séparé, lavé et séché a une masse de 0,98 g.

a) Déterminer la quantité de précipité obtenu.b) Déterminer la molarité C du chlorure de cuivre (II) dans la solution.

Exercice 3

Un flacon dont l’étiquette a été effacée, contient une solution aqueuse d’un sel depotassium. Le test au nitrate d’argent donne un précipité blanc.1. Quelle est la nature de l’anion présent dans la solution ?2. Préciser la formule de l’électrolyte présent.

Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont :

H = 1, O = 16, S = 32, K = 39, Fe = 56, Cu = 63,5, Zn = 65,4 et Pb = 207,3.


Exercice 4

En ajoutant 10 mL d’une solution d’hydroxyde de sodium 0,1 M à 12 mL d'une solutionde sulfate de zinc ZnSO4 0,15 M, on obtient un précipité blanc d'hydroxyde de zincZn(OH)2.1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de précipitation supposée totale en faisant

apparaître tous les ions présents en solution.2. Ecrire l'équation chimique simplifiée de la réaction de précipitation. 3. Déterminer les quantités de matière initiale de réactifs. Lequel des deux réactifs est

en défaut. 4. Calculer la masse du précipité formé.5. Calculer les concentrations molaires des entités présentes en solution à la fin de la

réaction.

59

3Exercice 5

On dissout 3,92 g d’hydroxyde de potassium KOH dans assez d’eau pour obtenir 100 mLd’une solution (S1).

1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolytefort.2. Calculer la concentration molaire C1 d’hydroxyde de potassium dans cette solution.

3. Pour précipiter pratiquement tous les ions fer (III) Fe3+ contenus dans 0,1 L d’unesolution (S2) de nitrate de fer (III) Fe(NO3)3, on doit ajouter 50 mL de la solution (S1).

a) Ecrire l'équation chimique de la réaction de précipitation.

b) Calculer la quantité d’ions fer (III) Fe3+ dans la prise d’essai.c) En déduire la concentration molaire C2 du nitrate de fer (III) dans la solution (S2).

d) Calculer la masse du précipité obtenu.

Exercice 6

L’analyse d’une eau minérale montre la présence des ions sulfate SO à raison de19 mg.L-1.1. Calculer la molarité des ions sulfate SO de cette eau minérale.2. Déterminer le volume d’une solution aqueuse de nitrate de plomb Pb(NO3)2 0,01 Mqu’il faut ajouter pour précipiter la totalité des ions sulfate contenus dans 50 mL decette eau minérale. On admettra que la réaction de précipitation est totale.

Exercice 7

On prépare 100 mL d’une solution aqueuse (S1) en dissolvant une masse m desulfate de fer (III) Fe2(SO4)3 dans l’eau pure.A 50 mL de cette solution on ajoute peu à peu une solution aqueuse d’hydroxyde desodium NaOH de façon à précipiter intégralement tous les ions fer (III) Fe3+. Leprécipité lavé et séché a une masse de 0,81 g.1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de dissociation ionique dans l’eau :

a) du sulfate de fer (III) ;b) de l’hydroxyde de sodium.

2. Ecrire l'équation chimique de la réaction de précipitation supposée totale quand onmélange la solution aqueuse (S1) avec l’hydroxyde de sodium.3. Calculer les concentrations molaires des ions Fe3+et SO dans la solution (S1).4. Vérifier que la solution (S1) est électriquement neutre.5. Calculer la masse m de sulfate de fer (III) Fe2(SO4)3 dissoute dans 100 mL de lasolution aqueuse (S1).

2–

4

2–

4

2–4

60


L’eau qui circule dans les conduites d’eau est une eau potable. Elle estincolore, inodore et répond à certaines normes de composition en ions. Le tableau, ci dessous regroupe les concentrations maximales admises pourles principaux ions présents dans l’eau.

2. Dureté de l’eau

L’eau potable peut-être douce ou dure selon la quantité d’ions magnésium Mg2+ et

calcium Ca2+ qu’elle contient. La dureté totale de l’eau s’exprime en mg de

carbonate de calcium CaCO3 par litre ou en degré hydrotimétrique (°H). Elle est

déterminée expérimentalement en dosant le calcium et le magnésium par

complexométrie avec l’éthylène diamine tetraacétique (E.D.T.A).

Un degré hydrotimétrique (°H) correspond à 10-4 mol.L-1 en ions Mg2+ et Ca2+.

Une eau est qualifiée de dure si sa dureté dépasse généralement 30°H.

Une eau dure provoque des dépôts solides dans les canalisations, les chauffe-eau,

les bouilloires, etc. Pour cela il est recommandé d’adoucir une eau dure, en

précipitant les ions Ca2+ par les ions carbonate CO32- selon la réaction :

Ca2+ + CO32- � CaCO3 (sd).

1. L’eau potable

Ions Concentration en g.L-1

Chlorure Cl- 0,25

Sulfate SO42- 0,25

Nitrate NO3- 0,05

Nitrite NO2- 0

Magnésium Mg2+ 0,125

Calcium Ca2+ 0,125

Plomb Pb2+ 0

DOCUMENT

C’est grâce à l’urine que le corps humain se débarrasse d’un certain nombre de

déchets tel que l’urée, l’acide urique ou l’acide oxalique. On désigne sous le terme

de diurèse la quantité d’urine éliminée quotidiennement. Il est important de boire

suffisamment d’eau pour avoir des urines suffisamment diluées et de couleur jaune

claire pendant la diurèse.

A l’inverse si on ne boit pas l’eau en quantité suffisante, l’urine sera plus concentrée

et de couleur jaune foncée. Si l’urine devient assez concentrée en ions tels que les

ions ammonium NH , phosphate PO ou oxalate C2O

certains solutés comme l’oxalate d’ammonium (NH4)2 C2O4, l’oxalate de calcium

Ca(C2O4) ou le phosphate de calcium Ca3(PO4)2 précipitent au niveau des reins

ou dans les voies urinaires, formant ainsi ce qu’on appelle couramment des calculs

rénaux et provoquent ainsi la lithiase urinaire qui peut être une lithiase calcique ou

une lithiase urique.

En buvant beaucoup d’eau pour que la diurèse soit de 2 L au moins par jour ; on

empêche la formation des calculs rénaux (Doc. 2).

61

33. Comment explique-t-on le dépôt solide dans les conduites d’eau ?

La présence des ions hydrogénocarbonate HCO dans l’eau

est gênante car ces ions se transforment en ions carbonates

CO selon l’équation :

2 HCO � CO + H2O + CO2(g).

Les ions carbonates CO formés donnent avec les ions

calcium Ca2+ et magnésium Mg2+ des précipités peu

solubles de carbonate de calcium CaCO3 et de carbonate de

magnésium MgCO3 qui se déposent sur les parois des

conduites (doc.1) et provoquent progressivement leur

obturation.

4. Pourquoi conseille-t-on à un malade ayant des calculs rénaux de boire certaines eaux minérales ?

Document 1. Du calcaire déposé à l’intérieurd’une conduite d’eau

Conduite + calcaire

2–

3–

3

2–

32–

3

–

3

3–

4

2-

4

+

4

62

5. la formation des stalagmites

La précipitation des ions permet la formation des stalagmites (Dj Gorâa)

Doc 2. Un calcul rénal.


63

Chapitre 4

Prérequis


- identifier quelques ions par des réactions de précipitation utilisant desréactifs courants.

- Anions et cations.- Précipitation des électrolytes.

- Les facteurs dont dépend la précipitation des électrolytes.- Neutralité électrique d’une solution ionique

63

Les flacons représentés ci-contre contiennent

des solutions électrolytiques de composition

et de couleur différentes.

a) Les ions présents en solution aqueuse

sont-ils responsables de la coloration

apparente de la solution ?

b) Une solution aqueuse incolore peut-elle

contenir des ions hydratés ?

c) Deux solutions de même couleur

peuvent-elles contenir des ions différents ?

TESTS D’IDENTIFICATION DE QUELQUES IONS

d) Doit-on se fier à la couleur d’une solution pour identifier d’une manière irrévocable

les ions qu’elle contient ?

e) Peut-on par des réactions simples identifier le contenu de quelques flacons

présents dans un laboratoire de chimie et contenant des solutions aqueuses

d’électrolytes courants tels que le sulfate de cuivre CuSO4; le sulfate de fer (II)

FeSO4; le chlorure de zinc ZnCl2 ; le nitrate de fer (III) Fe(NO3)3 ou le sulfate

d’aluminium Al2(SO4)3 ?

64

C h a p i t r e 4 : T e s t s d ’ i d e n t i f i c a t i o n d e q u e l q u e s i o n s

TESTS D’IDENTIFICATION DE QUELQUES IONS

O b j e c t i f

Réaliser quelques réactions de précipitation simples permettant l’identification dequelques cations et anions usuels. Cette leçon peut être conduite sous la forme d’untravaux pratiques cours

REACTIFS POUR LA RECHERCHE DES CATIONS

Dans des flacons différents on dispose des solutions suivantes de concentrationmolaire 0,1 M environ :

- solution de chlorure de fer (III) FeCl3 ;- solution de chlorure de fer (II) FeCl2 ;- solution de chlorure de cuivre CuCl2 ;- solution de chlorure de zinc ZnCl2 ;- solution de sulfate d’aluminium Al2(SO4)3 ; - solution d’iodure de potassium KI

- solution de sulfate de fer (III) Fe2(SO4)3 ; - solution de sulfate de cuivre CuSO4 ;- solution de sulfate de zinc ZnSO4 ;- solution de chlorure d’aluminium AlCl3 ;- solution de nitrate de plomb Pb(NO3)2 ;- solution d’hydroxyde de sodium NaOH.

- solution de nitrate d’argent AgNO3 ; - solution de chlorure de baryum BaCl2 ;- solution de phosphate de potassium K3PO4.

- solution de sulfate de potassium K2SO4 ;- solution de sulfate de sodium Na2SO4;- solution de chlorure de sodium NaCl .

REACTIFS POUR LA RECHERCHE DES ANIONS

- des tubes à essais ;- bec bunsen ;

- pissette d’eau distillée ;- baguette de verre.

MATERIELS

65

4I. TESTS D’IDENTIFICATION DE QUELQUES CATIONS

A. Les cations colorés. Exemples : Fe3+, Fe2+, Cu2+

A.1. Le cation Fe3+

1 . a . Expé r i ence e t obse rva t i on

Dans deux tubes à essais introduire séparément environ 2 mL d’une solution dechlorure de Fer (III) FeCl3 et de sulfate de Fer (III) Fe2(SO4)3. La couleur jaune

rouille de ces deux solutions est due à l’existence des ions Fe3+ hydratés.En ajoutant à chaque tube à essais quelques gouttes de la solution d’hydroxyde desodium NaOH, observer l’apparition d’un précipité de couleur (rouille) (fig.1).


Le précipité formé est l’hydroxyde de Fer (III) Fe(OH)3. Il résulte de la réaction des

ions fer (III) Fe3+ sur les ions hydroxyde OH-. L’équation chimique simplifiée de la

réaction de précipitation s’écrit : Fe3+ + 3 OH- � Fe(OH)3 (sd).

1 .c . Conc lus ion

2. Le cation Fe2+


Dans deux tubes à essais, introduire séparément 2 mL environ d’une solution dechlorure de Fer (II) FeCl2 et de sulfate de Fer (II) FeSO4. La couleur verte pâle de

ces deux solutions est due à l’existence des ions Fe2+ hydratés.

Figure 1. Précipitation des ions de fer (III) par la soude.

Les ions Fe3+ donnent avec les ions OH- un précipité rouille d’hydroxyde de Fer (III)Fe(OH)3.

66


En ajoutant à chaque tube à essais quelques gouttes de la solution d’hydroxyde desodium NaOH, observer l’apparition d’un précipité de couleur verdâtre (fig.2), quibrunit lentement au contact de l’air.

Figure 2. Précipitation des ions de fer (II) par la soude.

Figure 3. Précipitation des ions cuivre (II) par la soude.

3. Le cation Cu2+


Dans deux tubes à essais on introduire séparément 2 mL environ d’une solution dechlorure de cuivre (II) CuCl2 et de sulfate de cuivre (II) CuSO4. La couleur bleue deces deux solutions est due à l’existence des ions Cu2+ hydratés. En ajoutant à chaque tube à essais quelques gouttes de la solution d’hydroxyde desodium NaOH, observer l’apparition d’un précipité de couleur bleu (fig.3).

Les ions Fe2+ donnent avec les ions OH- un précipité de couleur vert pâled’hydroxyde de Fer (II) Fe(OH)2.

Le précipité formé est l’hydroxyde de Fer (II) Fe(OH)2. Il résulte de la réaction desions Fer (II) Fe2+ sur les ions hydroxydes OH-. L’équation chimique simplifiée de laréaction de précipitation s’écrit : Fe2+ + 2 OH- �� Fe(OH)2(sd).

2 .c . Conc lus ion


67

4


Le précipité formé est l’hydroxyde de Zinc Zn(OH)2. Il résulte de la réaction des ionszinc Zn2+ sur les ions hydroxyde OH-. L’équation chimique simplifiée de la réactionde précipitation s’écrit :

Zn2+ + 2 OH- � Zn(OH)2 (sd).En présence d’un excès de soude le précipité disparaît car il réagit avec les ionshydroxyde pour donner l’ion zincate Zn(OH)4

2- selon : Zn(OH)2 (sd) + 2 OH- � Zn(OH)4

2-.

Figure 4. Précipitation des ion zinc II (Zn2+ ) par la soude.

Les ions Zn2+ donnent avec les ions OH- un précipité blanc d’hydroxyde de Zinc : Zn(OH)2.


Le précipité formé est l’hydroxyde de de cuivre (II) Cu(OH)2. Il résulte de la réactiondes ions cuivre Cu2+ sur les ions hydroxyde OH-. L’équation chimique simplifiée dela réaction de précipitation s’écrit : Cu2+ + 2 OH- � Cu(OH)2 (sd).

3 .c . Conc lus ion

B. Les cations incolores. Exemple : Zn2+, Al3+, Pb2+

A.1. Le cation Zn2+


Dans deux tubes à essais introduire séparément 2 mL environ d’une solution desulfate de zinc ZnSO4 et de chlorure de zinc ZnCl2. Les deux solutions sont incoloreset renferment des ions Zn2+ hydratés. En ajoutant à chaque tube à essais quelques gouttes de la solution d’hydroxyde desodium NaOH, observer l’apparition d’un précipité blanc gélatineux (fig.4). Ceprécipité disparaît si on ajoute un excès de soude.

Les ions Cu2+ donnent avec les ions OH- un précipité de couleur bleue d’hydroxydede cuivre (II) Cu(OH)2.

1 .c . Conc lus ion

68


2. Le cation Al3+


Dans deux tubes à essais introduire séparément 2 mL environ d’une solution dechlorure d’aluminium AlCl3 et de sulfate d’aluminium Al2(SO4)3. Les deux solutions

sont incolores et renferment le cation Al3+ hydraté.

En ajoutant à chaque tube à essais quelques gouttes de la solution d’hydroxyde desodium NaOH, observer l’apparition d’un précipité blanc gélatineux (fig.5). Ceprécipité disparaît si on ajoute un excès de soude.


Le précipité formé est l’hydroxyde d’aluminium Al(OH)3. Il résulte de la réaction desions aluminium Al3+ sur les ions hydroxyde OH-. L’équation chimique simplifiée de laréaction de précipitation s’écrit : Al3+ + 3 OH- � Al(OH)3(sd).En présence d’un excès de soude le précipité disparaît car il réagit avec l’hydroxydede sodium et on obtient l’ion aluminate AlO selon :

Al(OH)3(sd) + OH- � AlO + 2 H2O.

Figure 5. Précipitation des ions aluminium Al3+ par la soude.

Remarque

L’hydroxyde de zinc Zn(OH)2 et l’hydroxyde d’aluminium Al(OH)3 sont des précipitésde couleur blanche. Le test à l’ammoniac permet de les différencier car l’hydroxydede zinc Zn(OH)2 est le seul composé soluble dans une solution aqueuse d’ammoniac NH3 .

Les ions Al3+ donnent avec les ions OH- un précipité blanc d’hydroxyde d’aluminiumAl(OH)3.

–

2 –

2

2 .c . Conc lus ion

69

43. Le cation Pb2+


Dans un tube à essais introduire 2 mL environ d’une solution de nitrate de plomb

Pb(NO3)2. La solution est incolore et renferme des ions Pb2+ hydratés.

En ajoutant à la solution précédente, quelques gouttes de la solution d’iodure depotassium KI observer l’apparition d’un précipité jaune vif (fig.6).

Figure 6. Précipitation des ions plomb Pb2+ par les ions iodure.


Le précipité formé est l’iodure de plomb PbI2. Il résulte de la réaction des ions plombPb2+sur les ions iodure I-. L’équation chimique simplifiée de la réaction deprécipitation s’écrit :

Pb2+ + 2 I- � PbI2(sd).

Les ions Pb2+ donnent avec les ions l- un précipité jaune d’iodure de plomb PbI2.

3 .c . Conc lus ion

70

C. Organigramme récapitulatif

Précipitérouille

Présence de l’ion Fe3+

Précipité vert

Présence de l’ion Fe2+

Précipité bleu

Présence de l’ion Cu2+

Précipité blanc gélatineux

soluble dans une solution

d’ammoniac

Présence de l’ion Zn2+

Précipité blanc

Présence de l’ion Al3+

Solutioninconnue

Précipité jaunePrésence de

l’ion Pb2+

+ Solutiond’hydroxyde

de sodium

+ Solution

díodure depotassium KI


71

4II. TESTS D’IDENTIFICATION DE QUELQUES ANIONS

A. Cas des anions usuels : Cl-, PO , SO .

A.1. L’anion Cl-


Dans un tube à essais introduire 2 mL environ d’une solution de chlorure de sodiumNaCl. En ajoutant quelques gouttes de la solution de nitrate d’argent AgNO3 observer

l’apparition d’un précipité blanc qui noircit à la lumière (fig.7).

Figure 7. Précipitation des ions chlorure Cl- par le nitrate d’argent.

3-

4

2-

4

1 . b . I n t e r p r é t a t i o n e t c o n c l u s i o n

Le précipité formé est le chlorure d’argent AgCl. Il résulte de la réaction des ions

argent Ag+ sur les ions chlorure Cl-. L’équation chimique simplifiée de la réaction de

précipitation s’écrit : Ag+ + Cl- � AgCl(sd).

A.2. L’anion PO43-


Dans un tube à essais introduire 2 mL environ d’une solution de phosphate depotassium K3PO4. En ajoutant quelques gouttes de la solution de nitrate d’argent

AgNO3, observer l’apparition d’un précipité jaune (fig.8).

Figure 8: Précipitation des ions phosphate PO43- par le nitrate d’argent.

Figure 9. Précipitation des ions sulfate SO42- par le nitrate d’argent.


Le précipité formé est le phosphate d’argent Ag3PO4. Il résulte de la réaction des ionsargent Ag+ sur les ions phosphates PO . L’équation chimique simplifiée de laréaction de précipitation s’écrit : 3 Ag+ + PO �Ag3PO4(sd).

A.3. L’anion SO42-


Dans un tube à essais introduire 2 mL environ d’une solution de sulfate de potassiumK2SO4. En ajoutant quelques gouttes de la solution de nitrate d’argent AgNO3observer l’apparition d’un précipité blanc (fig.9).

3-4 3-

4

72


73


Le précipité formé est le sulfate d’argent Ag2SO4. Il résulte de la réaction des ionsargent Ag+ sur les ions sulfate SO4

2-. L’équation chimique simplifiée de la réactionde précipitation s’écrit : 2 Ag+ + SO4

2- � Ag2SO4 (sd).

Remarque

L’expérience précédente peut être réalisé avec le nitrate de baryum Ba(NO3)2 au lieudu nitrate d’argent AgNO3. On obtient un précipité blanc de sulfate de baryumBaSO4.

B . O r g a n i g r a m m e r é c a p i t u l a t i f

Présence del’ion Cl-

Présence de l’ion PO4

3-

Présencede l’ion SO4

2-

Précipitéblanc qui noircità la lumière

Précipité jaune

Précipité blanc

Solutioninconnue

+ Solution

de nitrate

d’argent

On dispose d’une solution ionique (S) ne contenant qu’un seul type d’anion et un seul

type de cation. Pour identifier ces ions, on fait subir à la solution (S) les deux tests

suivants :

Test n°1 : Dans un tube à essais contenant un certain volume de la solution (S), on

ajoute quelques gouttes d’une solution d’hydroxyde de sodium NaOH. Un précipité

rouille se forme.

Test n°2: Dans un autre tube à essais contenant un certain volume de la solution (S),

on ajoute quelques gouttes d’une solution de nitrate d’argent AgNO3. Un précipité

blanc qui noircit à la lumière apparaît.

1. Indiquer le nom et la formule chimique de chaque précipité.

2. Identifier les ions présents dans la solution (S).

3. Ecrire les équations chimiques des différentes réactions de précipitation.

4. En déduire la formule chimique de l’électrolyte dissous dans la solution (S).

EXERCICE RESOLU

4

74



Solution

- Connaître la couleur caractéristiquede chaque ion.

- Savoir écrire l’équation chimiqued’une réaction de précipitation.

- Ecrire correctement la formulestatistique d’un électrolyte en tenantcompte de la charge des ionscorrespondant.

1. Le précipité rouille qui se forme est de l’hydroxyde de Fer (III)

Fe(OH)3.

Le précipité blanc qui se forme est le chlorure d’argent AgCl.

2. Les ions présents dans la solution (S) sont:

- Les ions fer (III) Fe3+ caractérisés par l’apparition du

précipité rouille de Fe(OH)3.

- Les ions chlorure Cl- caractérisés par l’apparition du

précipité blanc de AgCl.

3. Les équations chimiques des deux réactions de précipitation

sont :

Fe3+ + 3 OH- � Fe(OH)3(sd) et Ag+ + Cl- � AgCl(sd)

4. La formule chimique du soluté dissout est FeCl3.

75

4

Pour caractériser un cation on peut utiliser la couleur de l’ion hydraté quand elle

existe et la couleur du précipité obtenu par réaction du cation présent dans la solution

avec un réactif spécifique. Ainsi :

a) En solution aqueuse les ions Fe3+ hydratés sont de couleur jaune rouille et

donnent avec les ions hydroxyde un précipité rouille.

b) En solution aqueuse les ions Fe2+ hydratés sont de couleur verte et donnent

avec les ions hydroxyde un précipité vert.

c) En solution aqueuse les ions Cu2+ hydratés sont de couleur bleue et donnent

avec les ions hydroxyde un précipité bleu.

d) En solution aqueuse les ions Zn2+ hydratés sont incolores et donnent avec les

ions hydroxyde un précipité blanc.

e) En solution aqueuse les ions Al 3+ hydratés sont incolores et donnent avec les

ions hydroxyde un précipité blanc.

f) En solution aqueuse les ions Pb2+ hydratés sont incolores et donnent avec les

ions iodure un précipité jaune vif.

Pour caractériser un anion on peut utiliser la couleur du précipité obtenu par réaction

de l’anion présent dans la solution avec un réactif spécifique. Ainsi :

a) Les ions chlorure Cl- hydratés donnent avec les ions argent un précipité blanc

qui noircit à la lumière.

b) Les ions phosphate PO43- hydratés donnent avec les ions argent un précipité

jaune.

c) Les ions sulfate SO42- hydratés donnent avec les ions argent ou avec les ions

baryum un précipité blanc.

Adresses de sites Internet à visitera) http://www.faidherbe.orgb) http://perso.wanado.frc) http://www.chimix.comd) http://www.websciences.fr


76


Verifier ses acquis

1. En présence d’ions argent Ag+, une solution contenant des ions phosphate

PO43- donne un précipité de couleur …………………Ce précipité est

le…………………et sa formule est ……………………..

2. Une solution qui donne en présence d’ions hydroxyde OH- un précipité………..

contient des ions Cu2+.

3. Une solution qui donne en présence d’ions chlorure Cl- un précipité blanc qui noircit

à la lumière contient des ions………...

4. Les ions iodures I- donnent avec les ions plomb un précipité d’iodure de plomb de

couleur…………...

1. Une solution aqueuse électrolytique de couleur rouille contient probablement :

a) des ions Cu2+ hydratés ;

b) des ions Fe3+ hydratés ;

c) des ions Fe2+ hydratés.

2. En ajoutant une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium à une solution

inconnue ; il se forme un précipité bleu. Cette solution contient :

a) des ions Fe2+ ;

b) des ions Cu2+ ;

c) des ions Cl-.

3. A une solution aqueuse incolore, on ajoute quelques gouttes d’une solution de

nitrate d’argent AgNO3 ; il se forme un précipité blanc qui noircit à la lumière. Ce

précipité est :

a) le sulfate d’argent ;

b) le chlorure d’argent ;

c) le phosphate d’argent.





77

4B. II Répondre par vrai ou faux

1. En ajoutant à une solution contenant des ions Zn2+ une solution d’hydroxyde de

sodium ,on obtient un précipité blanc soluble dans une solution aqueuse d’ammoniac.

2. En ajoutant à une solution contenant des ions Fe2+ une solution d’hydroxyde de

sodium, on obtient un précipité vert.

3. L’hydroxyde de cuivre (II) est de couleur verdâtre.

4. L’hydroxyde de fer (III) est rouille.

5. L’iodure de plomb est incolore.

6. L’hydroxyde d’aluminium et l’hydroxyde de zinc sont tous les deux solubles en

présence d’un excès de soude et insolubles dans une solution aqueuse

d’ammoniac.


Exercice 1

On considère une solution (S) de sulfate de Fer (II) FeSO4 0,5 M.1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolyte.2. Calculer les concentrations molaires des ions présents dans la solution (S).3. A 50 mL de la solution (S), on verse un excès suffisant d’une solution d’hydroxyde

de sodium, il se forme un précipité.a) Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation.b) Quel est le nom et la couleur du précipité obtenu ?c) Calculer la quantité de matière de précipité formé. En déduire sa masse.

Exercice 2

L’addition d’une solution d’iodure de potassium à une solution aqueuse incolore necontenant qu’un seul type de cation et d’anion entraîne la formation d’un précipitéjaune vif.1. Identifier l’un des ions présents dans la solution.2. Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation.3. Donner la formule de l’électrolyte dissous dans la solution sachant que d’autres

tests permettent de mettre en évidence la présence des ions nitrate.

Exercice 3

On soumet une solution aqueuse incolore ne contenant qu’un seul type de cation etun seul type d’anion aux deux tests suivants.


O = 16, : Na = 23, P = 31, S = 32, Cl = 35,5, Fe = 56, Ag = 108 et Ba = 137,3.

78



- L’addition d’une solution d’hydroxyde de sodium à une première fraction de cette solution forme un précipité blanc soluble dans un excès de soude et insoluble dansune solution aqueuse d’ammoniac.

- L’addition d’une solution de nitrate de baryum à une deuxième fraction de cettesolution forme un précipité blanc.1. Identifier les ions présents dans la solution.2. Ecrire les équations chimiques des réactions de précipitation.3. Trouver la formule de l’électrolyte dissous dans la solution.

Exercice 4

Deux solutions (S1) et (S2) contiennent chacune un seul type de cation et un seultype d’anion parmi les ions suivants : Fe2+ , Cu2+ ; Zn2+ ; Cl- ; SO ou PO . Lasolution (S1) est de couleur verte pâle, la solution (S2) est incolore.1. Trouver les formules des électrolytes probablement dissous dans (S1).2. Trouver les formules des électrolytes probablement dissous dans (S2).3. L’addition d’une solution de chlorure de baryum BaCl2 à un échantillon de chacune

des solutions (S1) et (S2) donne un précipité blanc avec (S1) seulement.a) Donner la formule du précipité formé.b) Préciser l’ion mis en évidence dans (S1). c) Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation et donner le nom du précipité. d) En déduire la formule de l’électrolyte dissous dans (S1).

4. La solution (S2) donne un précipité jaune avec une solution de nitrate d’argent AgNO3.a) Préciser l’ion mis en évidence dans (S2).b) Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation et donner le nom du précipité. c) Donner la formule de l’électrolyte dissous dans la solution (S2).

Exercice 5

On mélange 40 mL d’une solution aqueuse de sulfate de sodium Na2SO4 0,1 M avec60 mL d'une solution de sulfate de fer (II) FeSO4 0,1 M. On obtient une solution (S).1. Lister les ions présents dans la solution (S).2. Déterminer leurs concentrations molaires.3. Dans 10 mL de la solution (S) on verse goutte à goutte une solution de chlorure de

baryum BaCl2 0,1 M jusqu’à la fin de la précipitation.a) Ecrire l'équation chimique de la réaction de précipitation en ne faisant pas

apparaître les ions spectateurs. b) Calculer la masse du précipité formé en admettant que la réaction de précipitation

est totale.c) Déterminer le volume minimum de la solution de chlorure de baryum qu’il faut

ajouter pour une précipitation intégrale de l’ion concerné présent dans (S).

2–

4

3–

4

79

4Exercice 6

On dispose de trois flacons (F1), (F2) et (F3) non étiquetés contenant chacun l’unedes trois solutions aqueuses incolores de sulfate d’aluminium, de sulfate de zinc et dechlorure de sodium.1. L’addition d’une solution de nitrate d’argent à un échantillon prélevé du flacon (F1)

donne un précipité blanc qui noircit à la lumière.a) Donner la formule du précipité formé.b) Préciser l’ion mis en évidence dans (F1).c) Peut-on identifier l’électrolyte contenu dans (F1) ?

2. L’addition d’une solution de chlorure de baryum à deux échantillons prélevés l’un du flacon (F2) et l’autre du flacon (F3) donne un précipité blanc.

a) Préciser la formule du précipité formé.b) Identifier l’ion mis en évidence dans (F2) et dans (F3).

3. L’addition d’une solution d’hydroxyde de sodium à un échantillon prélevé du flacon(F2) donne un précipité blanc soluble dans une solution aqueuse d’ammoniac.a) Donner la formule du précipité formé.b) Préciser l’ion mis en évidence dans (F2).c) En déduire la formule de l’électrolyte contenu dans (F2).

4. Déterminer la formule de l’électrolyte contenu dans (F3).

Exercice 7

On prépare une solution aqueuse (S) en dissolvant dans l’eau pure du phosphate de

fer (III) Fe2(PO4)3 .

1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolyte

supposé fort.

2. Dans 25 mL de cette solution on verse 10 mL d’une solution de nitrate d’argent

0,01 M. Il se forme un précipité qui lavé et séché a une masse égale à 2,095 g.

a) Quelle est la couleur du précipité obtenu et quelle est sa formule ?

b) Ecrire l'équation chimique de la réaction de précipitation en ne faisant pas

apparaître les ions spectateurs.

c) Déterminer la concentration molaire initiale de la solution (S).

3. Chercher le volume de soude 1 M juste nécessaire pour précipiter la totalité des

ions Fe3+ contenus dans une prise d’essai de 25 mL de la solution (S).

80


I . I n t r o d u c t i o n

L’analyse qualitative d’une solution électrolytique a pour but d’identifier les ions

présents dans une solution. Pour atteindre cet objectif on utilise le plus souvent le

test à la flamme, la couleur de certaines solutions, et le résultat des réactions de

précipitation des ions ainsi que le dégagement gazeux provoqué par les acides et

les bases quand ils sont en contact avec certaines solutions ioniques.

Pour identifier sans ambiguïté les anions et les cations, l’utilisation de réactifs

spécifiques est indispensable.

I I . L e T e s t à l a f l a m m e

Ce test est très facile à réaliser dans un laboratoire d’analyse et permet d’identifier

plusieurs cations. Pour cela une baguette de verre propre est introduite d’abord

dans la solution à analyser, ensuite elle est portée dans la flamme d’un bec bunsen.

Une coloration caractéristique du cation présent apparaît (Photo 1).

Photo 1. Résultats de quelques tests à la flamme permettant d’identifier

les ions baryum Ba2+ ; lithium Li+ ; potassium K+ et sodium Na+.

Ainsi par exemple quand on porte dans la flamme d’un bec bunsen une baguette deverre préalablement trempée :

– dans une solution de sulfate de cuivre on observe l’apparition d’une

coloration verte caractéristique des ions cuivre (II) Cu2+ ;– dans une solution de chlorure de sodium ou d’hydroxyde de sodium on

observe l’apparition d’une coloration jaune caractéristique des ions sodium Na+ ;

DOCUMENT

81

4I I I . L e d é g a g e m e n t g a z e u x

En solution acide ou basique certains ions donnent un dégagement de gaz très facileà identifier. Ainsi en présence d’un acide l’ion carbonate CO donne du gazcarbonique CO2 qui trouble l’eau de chaux. L’équation chimique de la réactionobservée est :

CO + 2 H+ � CO2 (g) + H2O.L’ion sulfure S2- réagit avec les ions hydrogène H+ en provoquant le dégagement dusulfure d’hydrogène H2S ayant une odeur nauséabonde. L’équation chimique de laréaction observée est : S2- + 2 H+ � H2S (g).L’ion nitrate NO réagit sur le cuivre en présence d’ions hydrogène en provoquant ledégagement du monoxyde d’azote NO qui au contact de l’oxygène de l’air setransforme en dioxyde d’azote NO2 de couleur rousse.Les deux tableaux 1 et 2 suivants résument le résultat des tests d’identification dequelques cations et anions usuels.

Ions testésCouleur

de la solutionflamme

Réaction

avec OH-Réaction

avec CO32-

Réaction

avec SO42-

Réaction

avec S2-

Ba2+ Vert limpide

Précipitéblancsoluble

dans NH3

Précipitéblanc

solubledans HCl

Précipitéblanc

Ca2+ Rougeorangée

Précipitéblanc

Insolubledans NH3


dans HCl

Précipitéblanc

Précipitéblanc

Co2+ Rose

Précipitérose

Insolubledans NH3

Précipitérouge

Précipitérouge

Précipité noirsoluble dans

les acides

Cr3+ vert

Précipitéjauneinsoluble

dans NH3

Précipité noir

Mg2+

Précipitéblanc

soluble dans HCl

Précipitérouge

Pb2+ Bleu ciel


dans NH3


dans l’eauchaude

Précipitéblanc

Précipitérouge

2-

3

–3

2–

3

T a b l e a u 1 . T e s t s d ’ i d e n t i f i c a t i o n d e q u e l q u e s c a t i o n s

82


Ions testésRéaction avec

Ag+Réaction avec

Pb2+Réaction avec

H+Réaction avec

Ba2+

Cl-

Précipité blancnoircissant

à la lumière

Précipité blancinsoluble

dans NH3

Br-

Précipité jauneinsolubledans NH3

Précipité blancinsoluble

dans NH3

I-

Précipité orangéinsolubledans NH3

Précipité jaune

S2-Précipité noir

insolubledans NH3

Précipité noirDégagement

de H2S

OH-

Précipité blancnoircissant

à la lumière

Précipité blancsoluble

dans NaOHPrécipité blanc

CO32-


dans NH3

Dégagementde CO2 Précipité blanc

SO42-


dans NH3Précipité blanc

PO43-

Précipité jaunesoluble

dans NH3Précipité jaune Précipité blanc

Cr2O72- Précipité rouge

T a b l e a u 2 . T e s t s d ’ i d e n t i f i c a t i o n d e q u e l q u e s a n i o n s

83

Thème II : LES ACIDES ET LES BASES

La saveur piquante de nombreux aliments est due à la présence d’acides faibles enquantité plus ou moins importante: l’acide palmitique ou le « legmi », dans les dattesl’acide tartrique dans le raisin, l’acide citrique dans les agrumes, l’acide butyriquedans le beurre, l’acide éthanoïque (ou acétique) dans le vinaigre d’alcool, etc.Qu’est-ce qu’un acide ? Quelle différence y a t il entre un acide fort et un acide faible ?Qu’est-ce qu’une base ? Quelle différence y a t il entre une base forte et une base faible?

84

Chapitre 5

Prérequis


- éfinir un acide et une base de Bronsted;- écrire l’équation chimique de la réaction

- ionisation des acides dans l’eau.

- Electrolytes forts et électrolytes faibles.- Dissolution et dissociation ionique.

- Neutralité électrique.- Concentration molaire ou molarité.

Le bleuet et le coquelicot représentés

sur la photo ci-contre sont deux fleurs

de couleur différente. Ce sont les

anthocyanidines (colorants naturels)

qui sont responsables de la couleur de

la plupart des fleurs. Dans le

coquelicot la sève est acide et la

cyanidine qui y circule prend une

teinte rouge. Dans le bleuet la sève est

basique et la cyanidine apparaît bleue.

Qu’est ce qu’un acide ? Qu’est ce

qu’une base ?

LES ACIDES ET LES BASES DE BRONSTED

85

5I. DEFINITION DES ACIDES ET DES BASES DE BRONSTED

A. Dissolution du chlorure d’hydrogène dans l’eau


On dispose, sous une hotte, dùn ballon en verre rempli de chlorure d’hydrogènegazeux HCl et équipé d’un bouchon percé muni d’un tube de verre effilé et terminépar un tuyau en caoutchouc obturé par une pince. Retourner le flacon (fig.1a) etplonger le tuyau dans un cristallisoir contenant de l’eau distillée additionnée dequelques gouttes de bleu de bromothymol (B.B.T). En ouvrant la pince constater que l’eau remonte dans le tube puis jaillit brusquementdans le ballon en se colorant en jaune (fig.1b).

Le test au nitrate d’argent AgNO3 réalisé sur une faible portion de la solution jaune

présente dans le ballon révèle la présence des ions chlorure Cl- dans la solution.

Au contact de l’eau, tout le chlorure d’hydrogène gazeux HCl se dissout rapidementce qui provoque une dépression dans le ballon car la quantité de matière gaz adiminué. Cette baisse de la pression provoque la montée rapide de l’eau dans leballon.

(a) (b)Figure.1 Dissolution du chlorure d’hydrogène HCl dans l’eau :(a) avant ouverture du robinet ; (b) après ouverture du robinet.

(d) (c) (b) (a) Photo.1 Dissolution du chlorure d’hydrogène HCl dans l’eau.(a) Lórifice du ballon est obturé par líndex de léxpérimentateur ;(b), (c) et (d): après dissolution du gaz HCl au cours du temps.


86

C h a p i t r e 5 : L e s a c i d e s e t l e s b a s e s d e B r o n s t e d

Le changement de couleur de la solution du vert au jaune est dû à la présenced’ions hydrogène résultant de la dissociation ionique du chlorure d’hydrogène. De même la présence des ions chlorure dans l’eau est due à l’ionisation desmolécules de chlorure d’hydrogène sous l’action des molécules de solvant parrupture de la liaison covalente polarisée H-Cl. Il se forme alors des ions hydrogèneH+ en quantité égale à celle des ions chlorure Cl- pour que la solution soitélectriquement neutre. L’équation chimique de la réaction d’ionisation du chlorure d’hydrogène dans l’eauest : HCl (g) � H+ + Cl-.Les ions H+et Cl- formés sont entourés par des molécules d’eau en nombre variable :ils sont hydratés ou solvatés. L’ion hydrogène solvaté peut être symbolisé par H3O+

appelé également ion hydronium ; l’équation chimique de la réaction d’ionisation deHCl dans l’eau peut s’écrire alors sous la forme:

HCl (g) + H2O � H3O+ + Cl- (1).Au cours de cette réaction un ion hydrogène H+ provenant du chlorure d’hydrogèneHCl s’est fixé sur le doublet libre de l’oxygène de la molécule d’eau par une liaisoncovalente pour former l’ion hydronium H3O+ (schéma 1) : il s’agit d’un transfertd’ion hydrogène du chlorure d’hydrogène HCl vers l’eau H2O. Le chlorured’hydrogène HCl a joué le rôle de donneur d’ion hydrogène et l’eau a joué le rôled’accepteur d’ion hydrogène. La réaction (1) est appelée réaction acide base.

Schéma 1. Représentation schématique de l’ion H3O+.

1 .c . Conc lus ion

a) La solution obtenue par dissolution du chlorure d’hydrogène HCl gaz dans l’eauest appelée solution d’acide chlorhydrique.b) Le Bleu de Bromothymol (BBT) est un indicateur coloré qui permet de caractériserles solutions acides ou basiques.

B. Réaction du chlorure d’hydrogène avec l’ammoniac

1 . Expé r i ence e t obse rva t i on

Rapprocher sous une hotte les deux ouvertures de deux flacons contenantrespectivement une solution concentrée d’acide chlorhydrique et une solutionconcentrée d’ammoniac; une fumée blanche (ensemble de particules solides ensuspension dans un gaz) assez épaisse de chlorure d’ammonium NH4Cl solide seforme aussitôt (fig.2).

87

5

Le chlorure d’ammonium NH4Cl solide est soluble dans l’eau. Soit (S) la solution obtenue.Le test au nitrate d’argent AgNO3 réalisé sur une faible portion de (S) révèle laprésence des ions chlorure Cl- dans cette solution.L’ion ammonium NH4

+ peut être mis en évidence en traitant sous la hotte une autreportion de la solution (S) par une solution d’hydroxyde de sodium NaOH à chaud.On obtient de l’ammoniac gaz NH3 qui a une odeur caractéristique et qui irrite lesyeux.

Figure.2 Réaction du chlorure d’hydrogène HCl avec l’ammoniac NH3.

Le chlorure d’hydrogène réagit avec l’ammoniac pour donner du chlorure d’ammonium NH4Cl.L’équation chimique de la réaction est :

NH3 (g) + HCl (g) � NH4Cl (sd).Le chlorure d’ammonium se dissout dans l’eau en subissant une dissociationionique selon la réaction : NH4Cl (sd) � NH4

+ + Cl-.L’équation chimique de la réaction du chlorure d’hydrogène avec l’ammoniac peutêtre alors écrite sous la forme :

NH3 (g) + HCl (g) � (NH4+ + Cl-)(sd) (2).

3 . C o n c l u s i o n

Au cours de cette réaction un ion hydrogène H+ provenant du chlorure d’hydrogène

HCl s’est fixé sur le doublet libre de l’azote de la molécule d’ammoniac NH3 par une

liaison covalente pour former l’ion ammonium NH4+ (schéma 2) : il s’agit là aussi

d’un transfert d’ion hydrogène du chlorure d’hydrogène HCl vers l’ammoniac

NH3. Le chlorure d’hydrogène HCl a joué le rôle de donneur d’ion hydrogène et

l’ammoniac NH3 a joué le rôle d’accepteur d’ion hydrogène.

La réaction (2) est aussi une réaction acide base. NH3 + H+� NH4+.

Schéma 2. Représentation schématique de l’ion ammonium NH4+.

2 . I n t e r p r é t a t i o n

88


C. Définition des acides et des bases selon BronstedDans les deux exemples traités précédemment nous avons noté l’existence d’untransfert d’ion hydrogène d’une entité chimique à une autre. Ces entités peuvent êtreneutres ou chargées (ions). A la suite de l’étude de nombreux autres exemples, J.Bronsted a été amené en 1923 à définir les acides et les bases de la façon suivante.

Fenêtre : Johannes Bronsted (1879-1947) est un Chimiste Danois. Il a établi en1923, en même temps que Lowry, la théorie sur les réactions acidebase qui sont considérées comme des réactions de transfert d’ionhydrogène .

Fenêtre : Thomas Martin Lowry est un chimiste anglais. Il a établi en 1923, enmême temps que Bronsted, la théorie sur les réactions acide base quisont considérées comme des réactions de transfert d’ion hydrogène .

JohannesBronsted

Thomas MartinLowry

- Un acide est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable

de libérer un ion hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique. - Une base est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable

de capter un ion hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique. - Une réaction acide base est une réaction de transfert d’ion hydrogène

d’un acide à une base.

Parmi les réactions chimiques suivantes indiquer celles qui font intervenir des acideset des bases de Bronsted. Préciser, le cas échéant, l’acide et la base de Bronsted.

1. CH3CO2H + H2O � CH3CO2- + H3O+ ;

2. 3 H2 + N2 � 2 NH3 ;

3. HF(g) + NH3(g) � NH4+ + F- ;

4. C3H8(g) + 5 O2(g) � 3 CO2(g) + 4 H2O(g);

5. O2(g) + 4 HCl(g) � 2 H2O(g) + 2 Cl2(g);

6. NH4+ + OH- � NH3(g) + H2O;

7. CH3CO2- + H2O � CH3CO2H + OH-.

APPLICATION

Enoncé

5

II. EXEMPLES D’ACIDES USUELS

1. L’acide chlorhydrique

Les solutions aqueuses d’acide chlorhydrique sont obtenues par dissolution duchlorure d’hydrogène HCl gazeux dans l’eau. L’équation chimique de la réactiond’ionisation de HCl dans l’eau peut s’écrire sous la forme:

HCl (g) + H2O � H3O+ + Cl-.Dans cette réaction HCl joue le rôle de donneur d’ion hydrogène: c’est un acide deBronsted. L’eau joue le rôle d’accepteur d’ion hydrogène: c’est une base deBronsted. Toutes les molécules de HCl sont ionisées dans l’eau. Le chlorure d’hydrogène HClest un électrolyte fort. La solution d’acide chlorhydrique contient les ions chlorure Cl-

et les ions hydrogène H3O+.

Les réactions chimiques (1), (3), (6) et (7) sont des réactions acide base, elles font

intervenir des acides et des bases de Bronsted. En effet :

- Au cours de la réaction chimique (1) CH3CO2H cède un ion hydrogène à

l’eau et se transforme en ion CH3CO : CH3CO2H est un acide de Bronsted et H2O

est une base de Bronsted.

- Au cours de la réaction chimique (3) l’ammoniac NH3 capte l’ion hydrogène

cédé par HF et se transforme en ion ammonium NH : NH3 est une base de Bronsted

et HF est un acide de Bronsted.

- Au cours de la réaction chimique (6) l’ion ammonium NH donne un ion

hydrogène à l’ion hydroxyde OH- et se transforme en ammoniac NH3 : NH est un

acide de Bronsted et OH- est une base de Bronsted.

- Au cours de la réaction chimique (7) l’eau donne un ion hydrogène à l’ion

éthanoate CH3CO et se transforme en ion hydroxyde OH-: H2O est un acide de

Bronsted et CH3CO est une base de Bronsted.

89

Un flacon d’acide chlorhydrique commercial.

Solution diluée d’acide chlorhydrique.

+

4

+

4

-

2

-

2-

2

+

4

Solution

HCl

2. L’acide nitrique

Les solutions aqueuses d’acide nitrique sont obtenues par réaction de l’acide nitriqueHNO3 avec l’eau. Au cours de cette réaction il se produit un transfert d’ion hydrogènede l’acide nitrique HNO3 vers l’eau H2O. L’équation chimique de la réactiond’ionisation de HNO3 dans l’eau est :

HNO3 + H2O � H3O+ + NO3-.

Dans cette réaction HNO3 joue le rôle de donneur d’ion hydrogène : c’est un acide deBronsted. L’eau joue le rôle d’accepteur d’ion hydrogène : c’est une base de Bronsted.Toutes les molécules de HNO3 sont ionisées dans l’eau. L’acide nitrique HNO3 estun électrolyte fort. La solution d’acide nitrique contient les ions nitrate NO3

- et les ionshydronium H3O+.

3. L’acide sulfurique

Les solutions aqueuses d’acide sulfurique sont obtenues par réaction de l’acidesulfurique H2SO4 avec l’eau. Au cours de cette réaction il se produit un transfert d’ionhydrogène de l’acide sulfurique H2SO4 vers l’eau H2O. L’équation chimique de laréaction d’ionisation de H2SO4 dans l’eau est:

H2SO4 + 2 H2O � 2 H3O+ + SO42-.

Dans cette réaction H2SO4 joue le rôle de donneur d’ion hydrogène : c’est un acidede Bronsted. L’eau joue le rôle d’accepteur d’ion hydrogène: c’est une base deBronsted. Toutes les molécules de H2SO4 sont ionisées dans l’eau. L’acide sulfurique H2SO4est un électrolyte fort. La solution d’acide sulfurique contient les ions sulfate SO4

2- etles ions hydronium H3O+.

Un flacon d’acide nitriquecommercial.

Un flacon d’acide sulfuriqueCommercial.

Solution diluée d’acide sulfurique.

Les accumulateurs au plombcontiennent comme électrolyte unesolution diluée d’acide sulfurique.

Solution diluée d’acidenitrique.


90

HCl0,1M

91

4. L’acide éthanoïque

Les solutions aqueuses d’acide éthanoïque (couramment appelé acide acétique) sontobtenues par réaction de l’acide éthanoïque CH3CO2H avec l’eau. L’équationchimique de la réaction d’ionisation de CH3CO2H dans l’eau est:

CH3CO2H + H2O � H3O+ + CH3CO2-.

Au cours de cette réaction il se produit un transfert d’ion hydrogène de l’acideéthanoïque CH3CO2H vers l’eau H2O: le compose´ CH3CO2H est un acide deBronsted et l’eau est une base de Bronsted. La réaction d’ionisation n’est pas totalecar la solution d’acide éthanoïque contient les ions éthanoate CH3CO2

- et les ionshydronium H3O+ et des molécules d’acide éthanoïque CH3CO2H non dissociées.L’acide éthanoïque CH3CO2H est un électrolyte faible.

Un flacon d’acide éthanoïque.Commercial.

Le vinaigre contient de l’acide éthanoïque.

Remarque

On utilise souvent les appellations acide chlorhydrique, acide nitrique, acidesulfurique ou acide éthanoïque pour désigner les solutions aqueusescorrespondantes. Pour l’acide nitrique, l’acide sulfurique et l’acide éthanoïque cetteappellation est impropre car cela revient à confondre les solutés HNO3, H2SO4 et

CH3CO2H avec leurs solutions correspondantes.

III. EXEMPLES DE BASES USUELLES

III.1 L’hydroxyde de sodium

L’hydroxyde de sodium (appelée couramment soude) de formule NaOH est un solideblanc vendu sous forme de pastilles ou de paillettes. Il est déliquescent à l’air car ilfixe l’humidité de l’air. Les solutions aqueuses d’hydroxyde de sodium sont obtenuespar réaction de la soude NaOH avec l’eau.L’équation chimique simplifiée de la réaction d’ionisation de NaOH dans l’eau est:

NaOH (sd) � Na+ + OH-.Toutes les molécules de soude NaOH sont ionisées dans l’eau. La soude NaOH est

un électrolyte fort. La solution d’hydroxyde de sodium contient les ions sodium Na+ et

les ions hydroxyde OH-.

5

92

2. L’ammoniac

L’ammoniac de formule NH3 est un gaz très soluble dans l’eau. Les solutions

aqueuses d’ammoniac sont obtenues par dissolution de l’ammoniac NH3 gazeux

dans l’eau. La réaction de l’ammoniac avec l’eau conduit à la formation d’ions

ammonium NH et d’ions hydroxyde OH-. L’équation chimique de la réaction

d’ionisation de NH3 dans l’eau peut s’écrire sous la forme:NH3 (g) + H2O � NH + OH

-.

Au cours de cette réaction, il se produit un transfert d’ion hydrogène de léau H2Overs làmmoniac NH3: le composé NH3 est une base de Bronsted et l’eau est unacide de Bronsted. La réaction d’ionisation n’est pas totale car la solution aqueuse d’ammoniac contientdes ions ammonium NH et des ions hydronium H3O+ et des molécules d’ammoniacNH3 non dissociées. L’ammoniac NH3 est un électrolyte faible.

Un flacon contenant de la soude en pastille.

Solution diluée d’hydroxyde de sodium.

Un flacon contenant de l’ammoniac commercial.

Solution diluée d’ammoniac.

3. L’hydroxyde de potassium

L’hydroxyde de potassium (appelée couramment potasse) de formule KOH est unsolide blanc vendu sous forme de pastilles ou de paillettes. Il est déliquescent à l’aircomme la soude. Les solutions aqueuses de potasse sont obtenues par réaction dela potasse KOH avec l’eau.L’équation chimique simplifiée de la réaction d’ionisation de la potasse KOH dansl’eau est : KOH (sd) � K+ + OH-.Toutes les molécules de potasse KOH sont ionisées dans l’eau. La potasse KOH estun électrolyte fort. La solution d’hydroxyde de potassium contient les ions potassiumK+ et les ions hydroxyde OH-.

+

4

+

4

+

4


93

Remarque

Il est impropre d’utiliser les appellations soude, ammoniac ou potasse pour désignerla solution aqueuse d’hydroxyde de sodium, d’ammoniac ou d’hydroxyde depotassium car cela revient à confondre les solutés NaOH, NH3 et KOH avec leurssolutions aqueuses correspondantes.

Un flacon contenant de la potasse en pastille.

Solution diluée de potasse.

A. LES DETERGENTS MENAGERS CONTENANT DE L’ACIDE CHLORHYDRIQUE

Les produits ménagers contenant de l’acide chlorhydrique sont souvent utilisés pourle nettoyage des lavabos et des cuves en céramique. Ces produits sont à manipuleravec beaucoup de précaution en utilisant des lunettes de protection et une paire degants.L’étiquette d’un flacon commercial indique que ce liquide ménager contient 4,2%d’acide chlorhydrique soit 4,2 g de chlorure d’hydrogène dissous dans 100 g desolution.

Détartrant ménager contenant de l’acide chlorhydrique.

1. Déterminer la concentration molaire C de cette solutioncommerciale sachant que sa densité est égale à 1,13.2. Calculer le volume à prélever de la solution commercialepour préparer 1L d’une solution de nettoyage de concentrationégale à 0,025 mol.L-1 en acide chlorhydrique.

Donnée : MHCl = 36,5 g.mol-1.


5

B. LES DEBOUCHEURS MENAGERS CONTENANT DE L’HYDROXYDE DE SODIUM

Pour déboucher les éviers et les canalisations on utilise des solutions commerciales

assez concentrées de soude contenant en plus quelques adjuvants (produits

odorants, colorants, etc…) en faible proportion. Ces solutions sont à manipuler avec

précaution en portant des lunettes de protection et une paire de gants.

94

Déboucheur delavabo contenant de

la soude

L’étiquette d’un flacon commercial indique que ce liquide

ménager contient 20% de soude soit 20 g de soude dissoute

dans 100 g de solution.

Calculer :

1. La quantité de soude contenue dans un litre de solution

commerciale.

2. La concentration molaire C de cette solution commerciale

sachant que sa masse volumique est égale à 1,2 g.mL-1.

3. Le volume qu’il faut prélever de la solution commerciale

pour préparer 1 L d’une solution de déboucheur diluée de

concentration C’=

Donnée : MNaOH = 40 g.mol-1.

C40

Pour préparer le chlorure d’hydrogène, on fait réagir 3,6 litre de dihydrogène H2gazeux avec un volume V de dichlore Cl2 gazeux.

1. Ecrire l’équation chimique de la réaction qui se produit.

2. Déterminer le volume V de dichlore gazeux juste nécessaire pour faire réagir

totalement le dihydrogène H2 gazeux ?

3. Calculer la quantité de chlorure d’hydrogène gazeux obtenu.

4. Le gaz obtenu est dissous dans 150 mL d’eau.

a) Calculer la concentration molaire C de la solution aqueuse d’acide

chlorhydrique.

b) Ecrire l’équation chimique de la réaction qui a lieu.

Donnée : Le volume molaire gazeux est pris égal à 24 L.mol-1.

PREMIER EXERCICE RESOLU


95


Solution

- Le nombre de mol d’atome de chaque élément doit être conservé dans une équation chimique correctement écrite.

- Poser la relation qui permet de calculer lenombre de mole d’un gaz quand on connaît son volume et le volume molairegazeux.

- Exploiter l’équation chimique en cherchant les relations entre les quantités de matière de réactifs et de produits.

- Ecrire l’expression de définition de la concentration molaire.

- Ne pas oublier les unités.

1. H2 (g) + Cl2 (g) � 2 HCl (g).

2. D’après l’équation chimique précédente on a :

= = 1. Dans cette relation n désigne une

quantité de matière. D’où :

n(Cl2) = n(H2).

Or : n(H2) = où V désigne le volume molaire

des gaz. Soit :

n(H2) = = 0,15 mol.

Le volume du dichlore est :

V(Cl2) = n(Cl2).V = 0,15 x 24 = 3,6 L.

3. D’après l’équation chimique on a :

= = 2. D’où :

n(HCl) = 2. n(Cl2) = 2 x 0,15 = 0,3 mol.

4. a) C = = = 2 mol. L-1

b) HCl + H2O � H3O+ + Cl-.

11

)Cl(n

)H(n

2

2

V)HCl(n

15,0

3,0

)Cl(n

)HCl(n

2

246,3

12

V

)H(V 2

DEUXIEME EXERCICE RESOLU

L’acide sulfamilique de formule NH2SO3H est un solide, blanc soluble dans l’eau,utilisé comme produit ménager pour détartrer les cafetières électriques. Cet acideréagit avec le carbonate de calcium CaCO3 solide formant le tartre pour produire undégagement de gaz carbonique CO2 et du sulfamate de calcium Ca(NH2SO3)2. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de l’acide sulfamilique

dans l’eau. Préciser l’acide et la base de Bronsted.2. Ecrire l’équation chimique de la réaction qui se produit entre l’acide sulfamilique et

le carbonate de calcium CaCO3.3. Donner l’équation chimique simplifiée. Préciser l’acide et la base de Bronsted.

5

96


Solution

- Une équation chimique doit être électriquementneutre et doit conserver le nombre de moled’atome de chaque élément.

- Utiliser la définition d’un acide et d’une base de Bronsted.

1. NH2SO3H (sd) + H2O � H3O+ + NH2SO3- .

Au cours de cette réaction NH2SO3H cède un ion

hydrogène à l’eau et se transforme en ion NH2SO3-:

NH2SO3H est un acide de Bronsted et H2O est une

base de Bronsted.

2.

2 NH2SO3- + 2 H3O+ + CaCO3 � CO2 + 3H2O +

Ca(NH2SO3)23. L’équation chimique simplifiée est :

2 H3O+ + CO32- � CO2 + 3 H2O.

Au cours de cette réaction H3O+ cède un ion

d’hydrogène à l’ion carbonate CO32- et se transforme

en eau :

H3O+ est un acide de Bronsted et CO32- est une base

de Bronsted.

TROISIEME EXERCICE RESOLU

On dissout 7,2 L d’ammoniac NH3 gazeux dans 500 mL d’eau. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction d’ionisation de l’ammoniac dans l’eau.

Préciser l’acide et la base de Bronsted. 2. Calculer la concentration molaire de la solution.


97

♦ Un acide est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable de

libérer un ion hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique. ♦ Tous les acides sont des électrolytes. ♦ Une base est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable de

capter un ion hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique. ♦ Toutes les bases sont des électrolytes.♦ Une réaction acide base est une réaction de transfert d’ion hydrogène de l’acide

vers la base.


Solution

- Utiliser la définition d’un acide et d’unebase de Bronsted.

- Ecrire l’expression de définition de laconcentration molaire.


1. NH3 (g) + H2O ➙ NH4+ + OH- .

Au cours de cette réaction NH3 cède un ion hydrogène

à l’eau et se transforme en ion ammonium NH4+: NH3

est une base de Bronsted et H2O est un acide de

Bronsted.

2. C =

Or : n(NH3) = où V désigne le volume

molaire des gaz. Soit :

n(NH3) = = 0,3 mol.

D’où : C = = 0,6 mol.L-1.

V

)NH(n 3

V

)NH(V 3

242,7

5,0

3,0

Adresses de sites Internet conseillés � http://www.discip.crdp.ac-caen.fr/phch/lyceepro/solutions.htm� http://www.bnlo.ca/%7Ejdeblois/acidesbases/contenu/acidebase.html � http://fr.encarta.msn.com/encyclopidia_761562874/acides_et_bases.html


5

98

Verifier ses acquis

1. L’acide de Bronsted est une entité capable de …………. un ……...….......... 2. La base de Bronsted est une entité capable de ………… un ……............….3. La solution aqueuse d’acide chlorhydrique contient des ions ………………..

et des ions ………..4. La solution aqueuse d’hydroxyde de sodium contient des ions ………........

et des ions ............................

1. Dans une réaction acide base le transfert d’ion hydrogène a lieu entre :a) un acide et un autre acide;b) une base et une autre base;c) un acide et une base.

2. En réagissant avec le chlorure d’hydrogène, l’ammoniac NH3 :a) est une base de Bronsted;b) est un acide de Bronsted;c) n’est ni un acide ni une base de Bronsted.

3. Au cours de la dissociation ionique de la potasse dans l’eau :a) on forme des ions hydroxyde et des ions potassium;b) tous les ions formés sont hydratés;c) on forme des ions hydronium car la potasse est un acide de Bronsted.

4. L’acide nitrique :a) est un électrolyte faible;b) est un électrolyte fort;c) n’est pas un électrolyte.

5. La solution aqueuse d’ammoniac contient :

a) des ions ammonium NH4+, des ions hydroxyde et de l’ammoniac;

b) des ions ammonium NH4+ et des ions hydroxyde seulement;

c) des ions ammonium NH4+ et de l’ammoniac seulement.


1. Un acide est un composé qui s’ionise dans l’eau avec formation d’ions hydronium H3O+.2. Les acides ne sont pas des électrolytes.3. Une base est un corps composé qui s’ionise dans l’eau avec formation d’ions hydroxyde OH- et des cations.4. Toutes les bases sont des électrolytes forts.






99

UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLESPour tous les exercices le volume molaire gazeux sera pris égal à 24 L.mol-1

Exercice 1

Dans 500 mL d’eau distillée, on dissout 1,2 L de chlorure d’hydrogène HCl gazeux.

1. Calculer la concentration molaire de la solution.

2. Déterminer la quantité de matière d’ions hydronium H3O+ libérés dans 50 mL de cette

solution.

Exercice 2

On dissout 0,6 L de gaz ammoniac NH3 dans 250 mL d’eau distillée.

1. Ecrire l’équation de la réaction d’ionisation de l’ammoniac NH3 dans l’eau.

2. L’eau joue-t-elle ici le rôle d’acide ou de base de Bronsted?

3. Calculer la concentration molaire C de la solution.

4. L’ammoniac est un électrolyte faible, la concentration molaire des ions

hydroxyde est-elle inférieure ou supérieure à C ?

Exercice 3

L’acide nitrique HNO3 est un électrolyte fort. On fait dissoudre 0.001 mol d’acide

nitrique HNO3 dans 100 mL d’eau. Soit (S1) la solution obtenue.1. Ecrire l’équation de la réaction de dissociation de l’acide nitrique HNO3 dans l’eau.2. Calculer la concentration molaire C1 de la solution (S1).3. On prélève 20 mL de la solution (S1) et on complète avec de l’eau distillée

pour obtenir 200 mL d’une nouvelle solution (S2). Déterminer :a) la concentration molaire C2 de la solution (S2);b) la quantité de matière des ions H3O+ et des ions NO3

- libèrès dans (S2).

Exercice 4

La potasse KOH est un électrolyte fort. On dissout 2,24 g de potasse dans assez

d’eau pour obtenir 50 mL de solution.

1. Ecrire l’équation de la réaction de dissociation de la potasse dans l’eau.

2. Calculer la concentration molaire de la solution.

3. Déterminer le volume qu’il faut prélever de la solution précédente pour

préparer 200 mL d’une nouvelle solution de concentration molaire égale à 0,2 mol.L-1.

5

100


Exercice 5

L’acide chlorhydrique HCl et l’acide nitrique HNO3 sont deux électrolytes forts. On

mélange un volume V1 = 100 mL d’une solution d’acide nitrique 0,1 M avec un volume

V2 = 50 mL d’une solution d’acide chlorhydrique 0,2 M ; on obtient une solution

aqueuse acide (S).1. Calculer les concentrations molaires de tous les ions apportés par HCl et par HNO3dans la solution (S).2. Vérifier que la solution (S) est électriquement neutre.


101

A- Fabrication

La fabrication du savon résulte d’une réaction chimique, dite réaction desaponification, entre la soude en solution aqueuse et les acides gras.En Tunisie les acides gras proviennent soit des huiles issues des grignons d’olivier(dont le degré d’acidité est très élevé (Doc 1.) ou des huiles végétales. La soude estfournie à l’état de cristaux par l’usine de cellulose de Kasserine. Industriellement la fabrication du savon comprend trois phases:

1. L’empattage

Dans de grandes chaudières chauffées par de la vapeur d’eau surchauffée à 170°C,la matière grasse et la lessive de soude (il s’agit d’une solution aqueuse de soude deconcentration molaire élevée) sont mélangées à raison de quatre volumes d’acidegras pour un volume de base. Le mélange est ensuite abondonné pendant 24 heuresenviron.

2. Le relargage

Le relargage consiste à ajouter de l’eau salée pour dégager le savon insoluble dansl’eau salée. Cette opération dure également 24 heures environ.

3. La Cuisson

La saponification est achevée en additionnant une solution concentrée de soude lorsd’une dernière cuisson. L’eau salée contenant l’excès de soude est alors éliminée.Le savon est ensuite récupéré après l’avoir rendu lisse par lavage à l’eau. Séché, lesavon est livré à la consommation.

Le savon

Doc1. Les olives sont très riches en acide oléique qui est un acide gras.


5

102

B- Les différents types de savon

Les savons durs sont préparés en faisant réagir la soude sur des huiles et desgraisses contenant un fort pourcentage d’acides saturés. Les savons mous ou semi-fluides (comme ceux utilisés pour la barbe) sont préparés en saponifiant l’huile delinette, l’huile de graine de coton et les huiles de poisson avec de la potasse.Le suif (matière grasse d’origine bovine et ovine) fournit un savon très dur et peusoluble pour obtenir un effet moussant satisfaisant; on le mélange d’ordinaire avecde l’huile de coprah. L’huile de coprah seule donne un savon dur et pratiquementinsoluble. Il est très peu utilisé dans l’eau douce.

1. Décrire en deux lignes le procédé de fabrication artisanale du savon telle que nos ancêtres l’ont déjà pratiqué dans beaucoup de foyers tunisiens.

2. Citer quelques bases utilisées pour la fabrication des savons signalés dans le texte.

3. Où trouve-t-on les acides gras nécessaire à la fabrication des différents types de savon cités ?

4. Quelle est l’origine du suif ?5. En Tunisie où fabrique-t-on la base nécessaire à la réaction de saponification ?6. Rechercher par vos propres moyens la formule brute de l’acide oléique.7. En admettant que la lessive de soude est une solution saturée de soude,

déterminer la masse de soude à dissoudre pour préparer 1 L de lessive de soude à 25°C.

Données : La solubilité de la soude est égale à 2 mol.L-1 environ à 25°C.

Les masses molaires atomique en g. mol-1 sont : Na = 23 ; H = 1 et O = 16.


103

Les pluies acides provoquent le dépérissement des arbres de certaines forêts(doc1), l’acidification des lacs et leur mort biologique ainsi que la corrosion desmonuments en pierre et des constructions métalliques (doc 2).

LES PLUIES ACIDES

Document 1.Les feuilles du palmier sont attaquéespar les pluies acides.

Document 2. Montagne rocheuse du haut tell Tunisien.

Quels sont les acides présents dans ces pluies et d’où proviennent-ils ? L’acidité des pluies résulte de la dissolution de quelques gaz provenant des rejetsindustriels tels que le dioxyde de carbone CO2, le dioxyde de soufre SO2 et lesoxydes d’azote NOx.

L’acide sulfurique H2SO4

Il résulte de la dissolution dans l’eau du trioxyde de soufre SO3 provenant de lacombustion du charbon et des fiouls contenant du soufre S. Ainsi par oxydation avecl’oxygène de l’air, le soufre S donne le dioxyde de soufre gazeux qui se transforme àson tour en trioxyde de soufre gazeux:

S(sd) + O2(g) � SO2(g) et 2 SO2(g) + O2(g) � 2 SO3(g) .

Au contact de l’eau on obtient :

SO3(g) + H2O � H2SO4

DOCUMENT

5

104

L’acide nitrique HNO3

Le diazote N2 peut réagir dans les moteurs des véhicules, à haute température, avec

l’oxygène de l’air pour former le monoxyde d’azote NO, le dioxyde d’azote NO2 et

d’autres oxydes d’azote. Le gaz NO2 se dissout dans l’eau de pluie pour donner

l’acide nitrique HNO3. les équations chimiques à considérer sont :

N2(g) + O2(g) � 2 NO(g) ; 2 NO(g) + O2(g) � 2 NO2(g) ;

NO2(g) + H2O � HNO3.

L’acide chlorhydrique

Il est le moins fréquent dans les pluies acides. Il résulte de l’incinération des matières

plastiques et des bouteilles en chlorure de polyvinyle (appelé PVC couramment) dont

la formule brute est C2nH3nCln. La réaction de combustion provoque un dégagement

de chlorure d’hydrogène HCl gazeux selon la réaction :

2C2nH3nCln + (5n) O2(g) � 4n CO2(g) + 2n HCl(g) + 2n H2O.

Le chlorure d’hydrogène se dissout dans l’eau en formant l’acide chlorhydrique :

HCl(g) + H2O � H3O+ + Cl-.


Chapitre 6

Prérequis


- reconnaître une solution acide ou basique d’après la molarité des

ions H3O+ ou des ions OH-.

- phénomène d’électrolyse. - conductibilité électrique;

- solution acide ;- solution basique.

L’eau de robinet et les eaux minérales contiennent des ions et conduisent lecourant électrique. Il s’agit de solutions électrolytiques.Qu’en est-il pour l’eau fraîchement distillée ?

L’IONISATION PROPRE DE L’EAU

Montage expérimental permettant la préparation de l’eau distillée.

105

106

C h a p i t r e 6 : L ’ i o n i s a t i o n p r o p r e d e l ’ e a u

L’IONISATION PROPRE DE L’EAU

L’eau pure conduit-elle le courant électrique ?

I . CONDUCTIBILTE DE L’EAU PURE

I .1 . Expér i ence e t obse rva t ion

Réaliser le montage décrit par la figure 1 et comportant un générateur G de tensioncontinue, un électrolyseur contenant de l’eau fraîchement distillée, unmilliampèremètre et un interrupteur K montés en série. Fermer le circuit électrique.Le milliampèremètre indique le passage d’un courant électrique d’intensité très faible.

I . 2 . I n t e r p r é t a t i o n

La très faible conductibilité de l’eau pure prouve que celle-ci contient des ionspositifs et des ions négatifs en quantité très faibles. Il s’agit des ions hydroniumH3O+ et des ions hydroxyde OH-. Ces ions sont formés au cours de la réactiond’ionisation de l’eau. En effet au cours des interactions moléculaires une moléculed’eau H2O cède un ion hydrogène H+ à une autre molécule, on obtient alors les ionsH3O+ et OH-. L’équation chimique de la réaction d’ionisation est la suivante :

H2O + H2O � H3O+ + OH- (1).Au cours de cette réaction il s’est produit un transfert d’ion hydrogène d’unemolécule d’eau à une autre molécule d’eau comme s’est illustré sur le schéma suivant:

Figure 1. Expérience sur la conductibilité de l’eau pure.

Représentation schématique du transfert d’ion hydrogène entre deux molécules d’eau.

I .3 . Conc lus ion

Au cours de la réaction d’ionisation, certaines molécules d’eau jouent le rôle d’acideet d’autres jouent le rôle de base de Bronsted. L’eau est un amphotère acide base. C’est un ampholyte.

107

6II. L’IONISATION DE L’EAU ABOUTIT A UN ETAT D’EQUILIBRE

II .1 . L’état d’équi l ibre

Comme l’eau pure conduit très faiblement le courant électrique, la réaction (1)

d’ionisation de l’eau H2O + H2O � H3O+ + OH- est très limitée par la réaction

(2) dont l’étude sera détaillée dans le chapitre relatif à l’étude de la réaction d’un acidefort sur une base forte:

H3O+ + OH- � H2O + H2O (2). Comme les réactifs de la réaction (1) sont les produits de la réaction (2) on dit queces deux réactions sont inverses l’une de l’autre. On convient de les représenter parune seule équation chimique écrite avec une double flèche : la flèche orientée degauche à droite correspond à la réaction directe et la flèche orientée de droite àgauche correspond à la réaction inverse.

H2O + H2O � H3O+ + OH-.En partant de lèau pure, à l’échelle macroscopique, il arrive un moment où lesconcentrations molaires des ions hydronium H3O+ et des ions hydroxyde OH-

deviennent constantes. Aucune transformation ne se produit. On dit qu’on a atteint unétat d’équilibre ou simplement un équilibre.A 25°C les mesures expérimentales des concentrations molaires des ions H3O+ etdes ions OH- permettent de montrer que le produit de ces molarités est constant etégal à : [H3O+][OH-] = 10-14.

Comme l’ionisation de l’eau donne autant d’ions hydronium H3O+ que d’ions

hydroxyde OH- on a alors dans l’eau pure :

[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1 à 25°C.

Remarque

A l’état d’équilibre, les deux réactions directe (1) et inverse (2) continuent à seproduire à l’échelle microscopique avec la même rapidité. L’équilibre obtenu estappelé équilibre dynamique.

I I .2 . Conclus ion

L’eau pure conduit très faiblement le courant électrique. Elle renferme à la fois des

ions hydronium H3O+ et des ions hydroxyde OH- en concentration très faible et des

molécules d’eau en concentration très grande.

108

III . IONISATION DE L’EAU DANS LES SOLUTIONS AQUEUSES ELCTROLYTIQUES

Une solution aqueuse de nitrate de potassium KNO3 par exemple, contient les ions

potassium K+ et des ions nitrate NO3- issus de la dissociation ionique de KNO3 ainsi

que les ions hydronium H3O+ et les ions hydroxyde OH- issus de l’ionisation propre

de l’eau. Les équations chimiques à prendre en considération sont :

KNO3 � K+ + NO3-

et

H2O + H2O � H3O+ + OH-.

Toutes les solutions aqueuses d’électrolytes renferment en plus des ions apportés par

la dissociation ionique de l’électrolyte, les ions hydroxyde OH- et les ions hydronium

H3O+ provenant de l’ionisation propre de l’eau.

Pour toutes ces solutions aqueuses, l’ionisation propre de l’eau et son inverse

aboutissent toujours à un équilibre dynamique où le produit des molarités de H3O+ et

de OH- est constant et égal à :

Toutefois les molarités de H3O+ et de OH- peuvent être différentes de 10-7 mol.L-1

selon la nature de la solution mais leur produit est constant puisqu’il est égal à 10-14 à 25°C.

I I I .1 . Cas des so lu t ions aqueuses d ’ac ide

La dissolution d’un acide dans l’eau pure donne des ions hydronium H3O+. En

conséquence la molarité des ions hydronium H3O+ augmente et devient supérieure

à celle de ions hydronium H3O+ dans l’eau pure :

[H3O+]sln > [H3O+] eau pure

Comme le produit des molarités de H3O+ et de OH- est constant alors la molarité des

ions hydroxyde OH- diminue et devient inférieure à celle des ions hydroxyde OH-

dans l’eau pure :

[OH-]sln < [OH-] eau pure

[H3O+][OH-] = 10-14 à 25°C.

En conséquence dans les solutions aqueuses d’acide on a toujours : [H3O+] > [OH-].


109

6

I I I .4 . Conclusion

Les constatations précédentes peuvent être groupées dans le schéma suivant :

En conséquence dans les solutions aqueuses de base on a toujours : [OH-] > [H3O+]

I I I .3 . Cas des so lu t ions aqueuses neu t re s

Dans un milieu neutre il y a autant d’ions hydronium H3O+ que d’ions hydroxyde OH-

en conséquence on a: [H3O+] = [OH-].

I I I .2 . Cas des so lu t ions aqueuses de base

La dissolution d’une base dans l’eau pure donne des ions hydroxyde OH-. En

conséquence la molarité des ions hydroxyde OH- augmente et devient supérieure à

celle des ions hydroxyde OH- dans l’eau pure :

[OH-]sln > [OH-]eau pure Comme le produit des molarités de H3O+ et de OH- est constant alors la molarité des

ions hydronium H3O+ diminue et devient inférieure à celle des ions hydronium H3O+

dans l’eau pure :

[H3O+]sln < [H3O+]eau pure

110

Méthode et conseils derésolution

Solution

- Dans une équation chimique on doit conserver les charges électriques et le nombre de mole d’atome de chaque élément.

- Utiliser les définitions des acides etdes bases de Bronsted.

- Se rappeler que toute solution est électriquement neutre.

- Pour une solution neutre on a

toujours [H3O+] = [OH-].

- Pour une solution acide on a

toujours [H3O+] > [OH-].

1. L’équation chimique de la réaction d’ionisation de l’eau

s’écrit :H2O + H2O � H3O+ + OH-.

2. Au cours de cette réaction une molécule d’eau cède un ion

hydrogène à une autre molécule d’eau : l’eau joue le rôle à

la fois d’acide et de base de Bronsted. C’est un amphotère.

3. L’eau étant électriquement neutre, elle contient autant de

charges positives que de charges négatives on a donc :

[H3O+] = [OH-]. Or :

[H3O+][OH-] = 10-14 on en déduit que:

[H3O+]2 = 10-14 d’où :

[H3O+] = [OH-] =10-7 mol.L-1.

4. La concentration molaire de H3O+ est égale à celle

de OH-: l’eau n’est ni acide ni basique. L’eau est neutre.

5.a) Comme [H3O+] =10-2 mol.L-1 on en déduit que :

[OH-] = = 10-12 mol.L-1.

b) La molarité de H3O+ étant supérieure à 10-7 mol.L-1 :

la solution a un caractère acide.

1. Ecrire l’équation chimique de la réaction d’ionisation propre de l’eau pure.

2. L’eau est-elle un acide et/ou une base de Bronsted?3. Déterminer les concentrations molaires des ions hydronium H3O+ et des ions

hydroxyde OH- sachant qu’à 25°C on a :[H3O+][OH-] = 10-14.

4. L’eau pure est-elle à caractère acide ou basique ?

5. On considère à 25°C, une solution aqueuse de concentration molaire en ions

hydronium H3O+ égale à 10-2 mol.L-1.

a) Calculer la concentration molaire des ions hydroxyde OH- dans cette solution.

b) Préciser si la solution à un caractère basique ou acide.

2

14

10

10−

−

EXERCICE RESOLU


111

a) L’eau pure conduit faiblement le courant électrique car elle contient les ions

hydroxyde OH- et les ions hydronium H3O+ en très faible concentration.

b) L’ionisation de l’eau pure conduit à un équilibre dynamique où le produit

[H3O+] [OH-] est constant à température constante.

c) L’eau est un composé amphotère car elle est à la fois un acide et une base de

Bronsted. C’est un ampholyte.

d) Dans toutes les solutions aqueuses ioniques, le produit [H3O+] [OH-] = 10-14 à 25°C.

e) A 25°C :

- si [H3O+] > [OH-] la solution est acide ;

- si [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1 la solution est neutre ;

- si [H3O+] < [OH-] la solution est basique.

Adresses de sites Internet conseillés � http://mendeleiev.cyberscol.qc.ca/chimisterie/chimie534� http://perso.wanado.fr/physique.chimie/ 1s_Chimie/1_s_chimie-6 � http://www.web-sciences.com.


6

112

Verifier ses acquis

1. L’eau pure conduit ………… le courant électrique.2. L’eau pure contient des ions ……….et des ions …………….en plus des

molécules………..3. Dans les solutions aqueuses, le produit [OH-].[H3O+] est ……………….à

une température donnée. A 25°C il est égal à…….4. Compléter l’équation chimique de la réaction d’ionisation de l’eau:

H2O + ………. � …….. + OH-


1. L’ionisation propre de l’eau est:a) toujours totale;b) toujours partielle;c) tantôt totale, tantôt partielle selon que le milieu est acide ou neutre.

2. Dans l’eau pure les entités présentes, en plus de l’eau, sont :a) les ions hydronium H3O+ seulement ;b) les ions hydroxyde OH- seulement ;c) les ions hydroxyde OH-et les ions hydronium H3O+.


B. I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s).


3. L’eau est un amphotère car elle :a) joue le rôle d’accepteur d’ion hydrogène vis-à-vis d’un acide ;b) joue le rôle de donneur d’ion hydrogène vis-à-vis d’une base ;c) est un solvant ;d) elle joue le rôle d’accepteur d’ion hydrogène vis-à-vis d’un acide et de

donneur d’ion hydrogène vis-à-vis d’une base.

1. Dans l’eau pure on a toujours [OH-] = [H3O+] = 10-7 mol.L-1.2. La solution est acide si [OH-] > [H3O+].3. La solution est basique si [OH-] < [H3O+].4. La solution est neutre si [OH-] = [H3O+].



113

1. Compléter ce tableau en calculant les concentrations molaires manquantes.2. Les solutions proposées sont-elles acides, basiques ou neutres ?

Exercice 2

L’acide bromhydrique HBr est un électrolyte fort. Soit une solution aqueuse d’acide bromhydrique HBr de concentration C égale à 10-2 mol.L-1.1. Ecrire l’équation de la réaction de dissociation ionique de HBr dans l’eau.2. Une mesure expérimentale de la molarité des ions hydronium H3O+ donne :

[H3O+] = 10-2 mol.L-1à 25°C.a) Préciser si la solution est à caractère acide ou à caractère basique. b) Calculer la molarité des ions hydroxyde OH- et des ions bromure Br- dans la solution.

Exercice 3

Soit une solution aqueuse de potasse KOH contenant 1,68 g de soluté par litre desolution.1. Ecrire l’équation de la réaction de dissociation ionique de la potasse dans l’eau.2. Calculer la concentration molaire de la potasse dans la solution.

Pour tous les exercices on prendra :

24 L.mol-1 pour le volume molaire des gaz et [H3O+][OH-] = 10-14 à 25°C.


Exercice 1

Dans le tableau ci-dessous on donne à 25°C la concentration molaire des ionshydronium H3O+ ou des ions hydroxyde OH- pour quelques solutions d’usagecourant.

Solution physiol Eau de javel vinaigre

[H3O+] en mol.L-1 10-7 ……. …….

[OH-] en mol.L-1 ……. 10-5 10-11

3. Calculer la molarité :a) des ions hydroxyde OH-. b) des ions hydronium H3O+.c) des ions potassium K+.

4. Vérifier que la solution aqueuse de potasse est électriquement neutre.

Donnée : les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont: K = 39 ; H = 1 et O = 16.

6

114

Exercice 4

L’acide nitrique HNO3 est un électrolyte fort.1. Ecrire l’équation de la réaction de dissociation ionique de cet acide dans l’eau.2. Dans 100 mL d’eau distillée on dissout 2.10-4 mol d’acide nitrique et 10-4 mol dechlorure d’hydrogène HCl. Calculer la molarité de tous les ions présents dans lasolution.

Exercice 5

Le chlorure d’hydrogène HCl est un électrolyte fort.On prépare une solution (S) de chlorure d’hydrogène HCl en dissolvant 0,36 L de cegaz dans assez d’eau pour obtenir 1,5 L de solution.1. Ecrire l’équation de la réaction d’ionisation du chlorure d’hydrogène gazeux dans

l’eau.2. Calculer la concentration molaire C de la solution d’acide chlorhydrique.3. En déduire les concentrations de tous les ions présents dans cette solution.4. Montrer que la solution est électriquement neutre.

Exercice 6

On considère deux solutions (S1) et (S2) préparées à 25°C. La concentration molairedes ions hydroxyde dans chacune de ces solutions est :[OH-]1 = 10-2 mol.L-1 pour la solution (S1) ; [OH-]2 = 10-12 mol.L-1 pour la solution S2.1. Préciser le caractère acide ou basique de chaque solution.2. Calculer la concentration molaire des ions hydronium H3O+ contenus dans (S1) etdans (S2).

Exercice 7

On prépare 250 mL d’une solution aqueuse (S) d’ammoniac en faisant dissoudre 600 mLd’ammoniac NH3 gazeux dans 250 mL d’eau. La mesure de la molarité en ionshydronium H3O+ donne [H3O+] = 7,5.10-12 mol.L-1.1. Préciser si l’ammoniac est un composé à caractère acide ou à caractère basique.2. Ecrire l’équation de la réaction d’ionisation de l’ammoniac dans l’eau.3. Calculer :

a) la concentration molaire C de la solution (S). b) la molarité des ions hydroxyde OH- dans la solution (S).

4. Préciser si l’ammoniac est un électrolyte fort ou un électrolyte faible.



115

6

La quantité d’acide sécrétée dans l’urine dépend des différentes réactions qui ont

lieu au cours du métabolisme. Chez l’homme la concentration en ions hydronium

H3O+ d’une urine normale est égale à 10-4,5 mol.L-1 environ soit :

[H3O+] = 3,16 10-5 mol.L-1.

S’il n’y avait pas dans l’urine des entités chimiques pouvant réagir avec les ions

hydronium H3O+, cette valeur de la concentration serait atteinte rapidement et la

sécrétion d’ions hydronium H3O+ s’arrêterait. Parmi les entités qui neutralisent les

ions hydronium H3O+ on peut citer les ions hydrogénocarbonate HCO3-, les ions

hydrogénophosphate HPO42- et l’ammoniac NH3.

Les équations des réactions chimiques qui en découlent sont :

a) H3O+ + HCO3- � CO2(g) + 2 H2O

b) H3O+ + HPO42- � H2PO4

- + H2O

c) H3O+ + NH3 � NH4+ + H2O.

Quelle est la destinée des ions hydronium H3O+ dans les urines


Questions

1- L’urine d’un homme normal est-elle acide ou basique? Justifier.

2- Calculer la concentration des ions hydroxyde dans ce cas.

Prérequis


- définir le pH d’une solution aqueuse ;- déterminer le pH d’une solution à l’aide d’un papier pH ou d’un pH mètre ;

- calculer les molarités des ions hydronium H3O+ et des ionshydroxyde OH- à partir de la valeur du pH d’une solution aqueuse ;

- classer les substances courantes en acides et bases selon lavaleur de leur pH.

- Solution acide, solution basique et solution neutre. - Produit ionique de l’eau à 25°C :

[H3O+][ OH-] = 10-14.

- Relation entre la valeur de la concentration molaire des ions

H3O+ et la nature de la solution.

116

L’étiquette de plusieurs produits de consommation courante porte comme indicationla valeur du pH des produits emballés. Quelle est la signification de cette grandeur ?

Chapitre 7Le pH DES SOLUTIONS AQUEUSES

Eau minérale dont le pH est égal à7.5.

Appareil de mesure du pH.

Détergents de pH différents.

117

Le pH DES SOLUTIONS AQUEUSES

I. INTRODUCTION

L’eau citronnée est souvent qualifiée comme étant une solution acide ou une solutionau goût “acide". A l’opposé l’eau de source non gazéifiée est qualifiée de solution“neutre“. Pour nous laver nous utilisons des solutions d’eau savonneuses qu’onqualifie souvent de “basique“. Toute solution a donc un caractère acide, neutre oubasique.Déterminer le caractère d’une solution par le goût n’est pas toujours précis et parfoisdangereux en raison de la toxicité de la plupart des solutions. Pour cette raison oncaractérisera l’acidité ou la basicité d’une solution par la valeur de son pH.

I I . DEFINITION DU pH

La notion de pH qui est l’abréviation de l’expression “potentiel d’hydrogène“ a étéintroduite en 1909 par le chimiste Danois S.P.L Soërensen (1868-1939).

Cette relation n’est valable ni pour les solutions concentrées pour lesquelles laconcentration molaire est supérieure à 10-2 mol.L-1 ni pour les solutions diluées oùla concentration molaire est inférieure à 10-6 mol.L-1.

Fenêtre :C’est le chimiste danois S.P.L Soërensen (1868-1939) qui a introduit en1909 le concept de pH, facilitant ainsi l’étude des propriétés acido-basiques des solutions.

Remarque

D’après ces exemples on constate que le pH et la molarité des ions hydroniumH3O+ varient en sens inverse : plus le pH est grand et plus la molarité des ionshydronium H3O+ est faible et réciproquement.

NotaDans la suite, et sauf indication contraire, la température sera prise égale à 25°C.

Exemplesa) Si [H3O+] = 10-4 mol.L-1 le pH est : pH = 4.b) Si [H3O+] = 10-7 mol.L-1 le pH est : pH = 7.c) Si [H3O+] = 10-10 mol.L-1 le pH est : pH = 10.

Le pH est une grandeur exprimée par un nombre positif lié à la molarité des ionshydronium H3O+ d’une solution aqueuse. Il permet de caractériser l’acidité ou labasicité d’une solution aqueuse. Il est défini par la relation :

[H3O+] = 10-pH.

7

C h a p i t r e 7 : L e p H d e s s o l u t i o n s a q u e u s e s

118

Solution

- L’eau pure contient des ions hydronium H3O+ et des ions hydroxyde OH-,

le principe d’électroneutralité nous permet d’écrire:

[H3O+] = [OH-] . Or [H3O+][OH-] = 10-14 d’où :

[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1. Comme [H3O+] = 10-pH alors : 10-7 = 10-pH

d’où : pH = 7.

- L’équation de la réaction de dissociation ionique de l’acide nitrique dans l’eau est :

HNO3 + H2O � H3O+ + NO3-.

Comme l’acide nitrique est un électrolyte fort on a donc (abstraction faite des ions

hydronium H3O+ apportés par l’ionisation propre de l’eau) :

[H3O+] = C = 10-2 mol.L-1. A partir de la relation [H3O+][OH-] = 10-14 on calcule la

molarité des ions hydroxyde OH- :

[OH-] = = 10-12 mol.L-1.

Pour le calcul du pH on écrit : [H3O+] = 10-pH soit 10-2 = 10-pH d’où : pH = 2.

- L’équation de la réaction de dissociation ionique de la potasse dans l’eau est :

KOH � K+ + OH-.

Comme la potasse est un électrolyte fort on a donc (abstraction faite des ions

hydroxyde OH- apportés par l’ionisation propre de l’eau): [OH-] = C = 10-2 mol.L-1.

A partir de la relation [H3O+][OH-] = 10-14 on calcule la molarité de H3O+ :

[H3O+] = = 10-12 mol.L-1.

Exercice I

Reproduire et compléter le tableau suivant :

Solution Eau pure Acide nitrique 10-2 M Potasse 10-2 M

[H3O+] (en mol.L-1)

[OH-] (en mol.L-1)

pH

2

14

10

10−

−

2

14

10

10−

−

118

APPLICATIONS

119

Pour le calcul du pH on écrit : [H3O+] = 10-pH soit 10-12 = 10-pH d’où : pH = 12.

En regroupant tous les résultats dans un tableau on obtient :

Exercice II

Enoncé

L’étiquette d’une boisson gazeuse indique que le pH est égal à 3,5. En déduire la

concentration molaire des ions hydronium H3O+ de la solution.

Solution

D’après la relation de définition du pH on a :

[H3O+] = 10-pH = 10-3,5 = 3,16. 10-4 mol.L-1.

Solution Eau pure Acide nitrique 10-2 M Potasse 10-2 M

[H3O+] (en mol.L-1) 10-7 10-2 10-12

[OH-] (en mol.L-1) 10-7 10-12 10-2

pH 7 2 12

III . MESURE DU pH DES SOLUTIONS AQUEUSES

A. Utilisation du papier indicateur de pH

A . 1 . P r o c é d u r e d e d é t e r m i n a t i o n e x p é r i m e n t a l e

Le papier indicateur de pH ou papier pH (fig. 1) se présente sous la forme de rouleauxou de languettes. Il permet d’avoir une idée sur la valeur du pH de la solution. Lamesure du pH est peu précise, elle est déterminée à 0,5 ou à 1 unité prés.

Figure 1. Papiers indicateurs de pH.

7

120

Figure 2. Appareil digital de mesure du pH.

Pour estimer le pH d’une solution inconnue utiliser la méthode à la touche en procédant dela manière suivante :

- Placer un morceau de papier pH de quelques millimètres de longueur dans un verre demontre propre déposé directement sur la paillasse.

- A l’aide d’une baguette de verre déposer sur le papier pH une goutte de la solution pourlaquelle vous désirer déterminer le pH. Le papier pH prend une certaine teinte.

- Comparer la teinte prise par le papier pH à la gamme de couleur témoin reproduite surla palette fournie avec la boite de papier pH.

A.2 . Appl ica t ion

En utilisant la méthode à la touche, noter le pH estimatif des solutions indiquées dans letableau suivant. Préciser le caractère acide ou basique de chaque solution testée.

Solution Vinaigre Jus d’orange ammoniac Eau de pluie

Lait Eau de batterie

pH

Nature de lasolution

B. Utilisation du pH-mètre

B . 1 . P r o c é d u r e d e d é t e r m i n a t i o n e x p é r i m e n t a l e

Le pH-mètre est un instrument qui permet de réaliser des mesures précises du pH.

Il est équipé d’une sonde (constituée de deux électrodes) reliée à un dispositifélectronique permettant la mesure du pH soit par lecture de la valeur du pH sur uneéchelle graduée soit par affichage digital (fig. 2).


121

Avec les pH-mètres usuels la valeur du pH est déterminée à 0,1 ou à 0,01 près. Pourmesurer le pH d’une solution inconnue procéder de la manière suivante :

- Etalonner d’abord le pH-mètre en introduisant la sonde dans une solutionétalon de pH connue et régler la valeur du pH à celle de la solution étalon.

- Retirer la sonde de la solution étalon et la rincer à l’eau distillée.- Introduire la sonde dans la solution de pH inconnue et relever la valeur du pH.- Veiller à ce que la partie sensible de la sonde plonge entièrement dans la

solution sans toucher les parois de la verrerie utilisée.

B. Application

En utilisant le pH-mètre mesurer le pH des solutions indiquées dans le tableausuivant. Comparer les valeurs mesurées à celles obtenues par la méthode à latouche. Commenter.

Solution Vinaigre Jus d’orange ammoniac Eau de pluie

Lait Eau de batterie

pH

IV. L’ECHELLE DU pH

A. Variation du pH avec l’acidité

A.1 . Expér i ence e t obse rva t ion

Introduire dans un bécher 50 mL d’une solution d’acide chlorhydrique 10-2 M. A l’aided’un pH-mètre mesurer le pH de cette solution. Ajouter ensuite à cette solution peu àpeu de l’eau distillée et mesurer à chaque fois le pH (fig. 3). Noter que le pHaugmente progressivement. Pour des solutions aqueuses très diluées il tend vers unevaleur limite du pH égal à 7 à 25°C.

Figure 3. Détermination du pH d’une solution d’acide chlorhydrique 10-2 M.

Introduire dans un second bécher 50 mL d’eau fraîchement distillée. A l’aide d’un pH-mètre mesurer le pH de cette solution. Ajouter ensuite à cette solution peu à peu del’acide chlorhydrique et mesurer à chaque fois le pH. Noter que le pH diminue progressivement.

02.00

7

122

Figure 4. Détermination du pH d’une solution d’hydroxyde de sodium 10-2 M.

B . 2 . I n t e r p r é t a t i o n

Dans la première partie de l’expérience l’addition d’eau distillée augmente le volume de lasolution et fait diminuer la molarité des ions hydronium H3O+ce qui entraîne uneaugmentation du pH. Une augmentation du pH correspond donc à une diminution del’acidité de la solution suite à la diminution de la concentration molaire des ions hydronium.Dans la deuxième partie de l’expérience l’addition d’acide chlorhydrique fait augmenter lamolarité des ions hydronium H3O+ dans la solution et diminuer le pH. Une diminution dupH correspond donc à une augmentation de l’acidité de la solution.

B.3. Conclusion

Le pH diminue lorsque l’acidité augmente et réciproquement.

B. Variation du pH avec la basicité

B.1 . Expér ience e t obse rva t ion

Introduire dans un bécher 50 mL d’une solution d’hydroxyde de sodium 10-2 M. A l’aided’un pH-mètre mesurer le pH de cette solution. Ajouter ensuite à cette solution peu à peude l’eau distillée et mesurer à chaque fois le pH (fig.4). Noter que le pH diminue progressivement. Pour des solutions aqueuses très diluées il tendvers une valeur limite du pH égal à 7 à 25°C.

Introduire dans un second bécher 50 mL d’eau fraîchement distillée. A l’aide d’un pH-mètremesurer le pH de cette solution. Ajouter ensuite à cette solution peu à peu la solutiond’hydroxyde de sodium et mesurer à chaque fois le pH. Noter que le pH augmente progressivement.

12.0


123

B . 2 . I n t e r p r é t a t i o n

Dans la première partie de l’expérience l’addition d’eau distillée fait diminuer la

molarité des ions hydroxyde OH- dans la solution. En conséquence la molarité des

ions hydronium H3O+ augmente car le produit [H3O+][OH-] doit rester constant d’où

une diminution du pH.

Une diminution du pH correspond à une diminution de la basicité de la solution suiteà l’augmentation de la concentration molaire des ions hydronium.Dans la deuxième partie de l’expérience l’addition de la solution d’hydroxyde de

sodium fait augmenter la molarité des ions hydroxyde OH- et diminue celle des ions

hydronium H3O+ il en résulte une augmentation du pH.

Une augmentation du pH correspond à une augmentation de la basicité de la solution.

B.3 . Conclus ion

Le pH augmente lorsque la basicité augmente et réciproquement.

C. L’échelle de pH

Les conclusions précédentes peuvent nous permettre de proposer l’échelle de pHsuivante valable à 25°C.

Solutions aqueuses acides Solutions Solutions aqueuses basiques

[H3O+] > [OH-] neutres [OH-] > [H3O+]

pH < 7 7 pH > 7

Acidité croissante Basicité croissante

[H3O+] augmente et [OH-] diminue [H3O+] diminue et [OH-] augmente

[H3O+] va en augmentant de droite à gauche

7

124


Solution

- Le nombre de mole d’atome de chaque élément doit être conservé dans une équation chimique correctement écrite.

- Poser la relation qui permet de définirle pH.

- Le produit [H3O+][OH-] est égal à 10-14

à 25°C.

- Exploiter la relation existant entre laconcentration molaire C d’un électrolytefort et les molarités des ionscorrespondant.

1. NaOH � Na+ + OH-.

2. D’après l’expression de définition du pH on a :

[H3O+] = 10-pH d’où :

[H3O+] = 10-9,2 = 6,31. 10-10 mol.L-1.

D’autre part on a :

[H3O+][OH-] = 10-14 on en déduit :

[OH-] = = 1,58. 10-5 mol.L-1.

L’hydroxyde de sodium étant un électrolyte fort on a :

[OH-] = [Na+] = 1,58. 10-5 mol.L-1.

3. L’hydroxyde de sodium est un électrolyte fort :

C = 1,58. 10-5 mol.L-1.

10

14

10x31,6

10−

−

Soit une solution d’hydroxyde de sodium NaOH de pH égal à 9,2 à 25°C.1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de NaOH dansl’eau.2. Calculer les concentrations molaires des ions hydronium H3O+, des ionshydroxyde OH- et des ions sodium Na+. 3. Déterminer la molarité de la solution d’hydroxyde de sodium.

1. Préciser si ces solutions ont un caractère acide, neutre ou basique.2. A-t-on intérêt à boire constamment du jus de citron et du coca-cola ?3. Pourquoi conseille-t-on aux personnes souffrantes d’un ulcère d’estomac deprendre de “l’aspirine pH 8“ plutôt que de l’aspirine ordinaire pour soulager les mauxde tête ? .

Enoncé

Le tableau ci-dessous regroupe la valeur du pH de quelques solutionsd’usage courant.


Solution Jus de citron Eau de javel Coca-cola aspirine shampoing

pH 2,6 8,7 3,1 4,5 5,5



125

En pédologie (science qui étudie les sols), le pH du sol détermine la culture la plusadaptée au type de sol analysé. Par exemple les fraisiers donnent un rendementsatisfaisant sur des sols de pH compris ente 5,1 et 6,2.Les pêchers préfèrent des sols de pH compris entre 5,3 et 6,8 alors que pour labetterave à sucre le pH doit être compris entre 7 et 7,7.Pour connaître le pH du sol, il suffit de tremper un papier pH dans une solutionobtenue en mélangeant un peu de terre avec deux ou trois fois son volume d’eaudistillée . Si le sol est trop acide on répand de la chaux éteinte pour remonter le pH à unevaleur convenable; si le sol est trop basique on répand du terreau acide pour fairedescendre le pH à la valeur souhaitée.1. Indiquer la nature acide, basique ou neutre, de chacun des sols favorables à la

culture de la betterave, des pêchers et des fraisiers.2. Retrouver le pH du sol qui peut être favorable à la fois aux cultures des fraisiers

et des pêchers.3. En se basant sur le dernier paragraphe, justifier comment le pH du sol est modifié

par l’apport de chaux ou d’un terreau acide.


Solution

1.

Pour les fraisiers le pH du sol varie de 5,1 à 6,2, il est

inférieur à 7 donc, le sol doit être acide.

Pour les pêchers le pH du sol varie de 5,3 à 6,8, il est

inférieur à 7, le sol est aussi acide.

Pour les betteraves le pH du sol varie de 7 à 7,7, il est

supérieur à 7, le sol est basique.

2.


7

126


Solution

- Exploiter la réaction de dissociation ionique des bases.

- Utiliser l’expression de définition du pH.

- Tenir compte de la variation du pH avecla concentration molaire des ions

hydronium H3O+.

En superposant les deux axes précédents on peut

trouver le pH du sol adapté à la fois à la culture des

pêchers et des fraisiers. Ce pH doit être compris entre

5,3 et 6,2 : 5,3 ≤ pH≤6,2

3. Si le sol est acide on répand de la chaux éteinte

Ca(OH)2 pour remonter le pH à la valeur désirée. En

effet en se dissociant la chaux éteinte libère des ions

hydroxydes OH- selon :

Ca(OH)2 � Ca2+ + 2 OH-.

L’apport des ions hydroxyde OH- fait diminuer la

concentration des ions hydronium H3O+ du sol par

neutralisation :

H3O+ + OH- � 2 H2O.

En conséquence le pH augmente car le pH est égal à :

[H3O+] = 10-pH.

Si le sol est basique on répand du terreau acide pour

faire descendre le pH à la valeur souhaitée. En effet

l’apport des ions hydronium H3O+ fait diminuer la

concentration des ions hydroxyde OH- du sol par

neutralisation : H3O+ + OH- � 2 H2O.

En conséquence le pH diminue.

♦ Le pH est une grandeur exprimée par un nombre positif lié à la molarité des ionshydronium H3O+ d’une solution aqueuse :

[H3O+] = 10-pH.

♦ On mesure le pH d’une solution aqueuse à l’aide du papier pH ou d’un pH-mètre.♦ A 25°C :

- une solution acide a un pH inférieur à 7;- une solution neutre a un pH égal à 7;- une solution basique a un pH supérieur à 7.

♦ Le pH d’une solution acide augmente par dilution tout en restant inférieur à 7 à 25°C ;♦ Le pH d’une solution basique diminue par dilution tout en restant supérieur à 7 à 25°C ;




Verifier ses acquis

1. A 25°C une solution aqueuse de pH inférieur à 7 est une solution……............. .2. A 25°C une solution aqueuse……………a un pH égal à 7.3. A 25°C une solution aqueuse de pH supérieur à 7 est une solution…….............. 4. A partir de la mesure du pH d’une solution on peut déduire la………..des ions…….5. Le papier pH change de…………..selon le pH de la solution.


1. Pour toute solution aqueuse on a :

a) [H3O+] = 10-pH ;

b) [OH-] = 10-pH ;

c) [H3O+][OH-] = 10-pH .

2. Le pH-mètre permet de déterminer directement :

a) le pH de la solution ;

b) la molarité des ions hydronium H3O+ ;

c) la molarité des ions hydroxyde OH-.

3. Le pH d’une boisson gazeuse est égal à 2,6. Cette boisson est une solution :a) neutre ;b) basique ;c) acide.

4. La dilution d’une solution aqueuse fait augmenter son pH. Cette solution est :a) neutre ;b) basique ;c) acide.

5. Une solution de chlorure de sodium est neutre. Lorsqu’on la dilue son pH :a) diminue ;b) reste constant ;c) augmente.



127

7


A 25°C le pH d’une solution acide est inférieur à 7.A 25°C le pH d’une solution d’acide chlorhydrique 10-8 M est égal à 8.Plus le pH d’une solution est faible plus la solution est basique.Plus le pH d’une solution est grand plus la solution est acide.A 25°C une solution dont le pH est égal à 7,1 est basique.Une solution de pH égal à 9 est plus basique qu’une solution où la molarité desions hydroxydes est égale 10-5 mol.L-1.Une solution de pH égal à 4 est plus acide qu’une solution où la molarité des ionshydronium H3O+ est égale 10-5 mol.L-1.

1. 2. 3 .4. 5.6.

7.


Exercice 1

Compléter le tableau suivant à 25°C.

Exercice 2

A 25°C on mesure le pH de trois solution aqueuses (S1), (S2) et (S3). On trouve les valeurs suivantes : pH(S1) = 10.2 ; pH(S2) = 3.4 et pH(S3) = 6.8.1. Déterminer les concentrations molaires des ions hydronium et des ions hydroxyde dans chacune de ces solutions.2. Classer ces solutions par acidité croissante.

Exercice 3A 25°C on dispose de deux solutions aqueuses (S1) et (S2) d’acide chlorhydrique. LepH de (S1) est égal à 1,7 et la molarité des ions hydronium dans (S2) est égale à4.10-2 mol.L-1. Classer ces solutions par acidité croissante.

Exercice 4Calculer le pH d’une solution aqueuse contenant :1. 1000 fois plus d’ions hydronium H3O+ que d’ions hydroxyde OH- ;2. 1000 fois plus d’ions hydroxyde OH- que d’ions hydronium H3O+.

[H3O+] [OH-] pH Nature de la solution

7.6

4.10-2

3.4

6.10-8

neutre

8.10-6


H = 1, O = 16, Na = 23, Cl = 35,5 et K = 39.


128

129


Exercice 5

L’hydroxyde de potassium ou potasse KOH est un électrolyte fort. On dispose d’unesolution aqueuse (S1) de potasse de concentration molaire égale à 10-3 mol.L-1.1. Calculer volume de (S1) qu’il faut prélever pour préparer 50 mL d’une solutionaqueuse (S2) de potasse de pH égal à 10.2. Déterminer la masse d’hydroxyde de potassium qu’on devrait dissoudre pourpréparer 50 mL de la solution aqueuse (S2).

Exercice 6

On mélange 50 mL d’une solution (S1) d`hydroxyde de potassium KOH deconcentration égale à 1,68 g.L-1 avec 150 mL d’une solution (S2) d`hydroxyde depotassium de pH égal à 10,8. L`hydroxyde de potassium est un électrolyte fort.Déterminer :1. La quantité d’ions hydroxyde OH- présents dans la solution finale.2. Le pH du mélange.

Exercice 7

On mélange 40 mL d’une solution (S1) d’acide nitrique de pH égal à 2,4 avec 60 mLd’une solution (S2) d’acide chlorhydrique de pH égal à 3,2 et 100 mL d’une solution dechlorure de sodium de concentration égale à 2,34 g.L-1. Tous les électrolytes sont forts. 1. Déterminer la quantité et la molarité de chacun des ions présents dans la solution finale.2. Vérifier que les concentrations molaires trouvées sont accord avec le principe deneutralité électrique.

7

130

Le terme de pH est très employé dans notre vie quotidienne. On le trouve sur les

emballages de médicament (aspirine pH8 par exemple), sur les flacons de

shampoing pour bébé (shampoing pH5,5), sur les étiquettes d’eau minérale (pH6,8),

et dans plusieurs secteurs industriels et agricoles.

pH et industrie agroalimentaire

Dans l’industrie agroalimentaire le pH peut être considéré comme un indicateur de

la fraîcheur et de la bonne conservation du lait frais. Un lait de bonne qualité doit

avoir un pH compris entre 6,3 et 6,7. Une très faible quantité de lait “acide“ peut faire

cailler une grande quantité de lait de très bonne qualité ce qui peut causer des

pertes énormes sur le plan industriel.

pH et agriculture

Le pH d’un sol dépend de sa composition. Les sols siliceux ont un pH acide, les sols

calcaires ont un pH basique. Les types de culture doivent être adaptés à la nature

du sol et à son pH. Ainsi la betterave à sucre donne un rendement satisfaisant sur

des sols de pH compris ente 7 et 7,7. Les pommes de terre préfèrent un sol dont le

pH est compris ente 5,5 et 6. Le blé donne un meilleur rendement pour un pH

compris ente 5,4 et 7. L’amendement du sol est donc indispensable pour adapter la

valeur du pH au type de culture souhaitée. Pour cela l’agriculteur doit ajouter de la

chaux pour remonter le pH d’un sol acide. A l’opposé l’épandage de nitrate

d’ammonium (appelé “ammonitrate“ ou “ammonitre“ dans le langage courant), du

fumier animal ou de l’humus végétal fait descendre le pH des sols basiques.

Le pH dans notre vie quotidienne

DOCUMENT


131

Le pH du sang humain est constant il a une valeur voisine de 7,4. Tout écartdu pH de cette valeur peut être dramatique. Ce sont les mélanges tampon duplasma qui permettent au pH sanguin de rester constant.

Au niveau de l’estomac le pH est trop acide. Cette forte acidité peutendommager les parois stomacales. Pour réduire l’acidité de l’estomacl’ingestion de médicament à propriété basique tels que l’antacid dont leprincipe actif est l’hydroxyde d’aluminium est recommandée.

Questions :1. Calcuer la concentration des ions hydrolyde et des ions hydronium dans 1Lde sang2. Le sang est-il acide on basique ? 3. Expliquer pourquoi l’antacide fait diminuer l’acidité de l’estomac.

Fig : 2 Le nitrate d’ammonium est un engraisassurant un apport d’azote

pour la plante et permettant le réajustement dupH du sol où il est répandu.

Fig. 1 L’antacid est un médicament recommandé pour le traitement des gastralgies

EXERCICES DOCUMENTAIRES

exercice

En se référant à la fig. 2, calculer la masse d’azote N2 contenue dans le sac.

7

132

Chapitre 8

Prérequis


- distinguer un acide fort d’un acide faible d’après la valeur du pH de sasolution aqueuse;

-distinguer une base forte d’une base faible d’après la valeur dupH de sa solution aqueuse.

- Solution acide, solution basique et solution neutre. - Produit ionique de l’eau :

[H3O+][OH-] = 10-14 à 25°C.

- Electrolytes forts et électrolytes faibles.- Mesure du pH.

132

ACIDES FORTS ET ACIDES FAIBLESBASES FORTES ET BASES FAIBLES

L’acide chlorhydrique et l’acide éthanoïque sont deux acides. L’ammoniac etl’hydroxyde de sodium sont deux bases. Qu’est-ce qui les différencie alors ?

Flacons d’acide chlorhydrique Flacons d’acide éthanoïque

Flacon contenant de la soudeFlacon contenant une solution

aqueuse de soude

Flacon contenant del’ammoniac commercial

Flacon contenant une solutionaqueuse d’ammoniac

133

ACIDES FORTS ET ACIDES FAIBLES

BASES FORTES ET BASES FAIBLES

I. COMPARAISON DE LA FORCE DES ACIDES D’APRES LE pH DE LEURS SOLUTIONS


On dispose de deux solutions aqueuses (S1) et (S2) d’acide chlorhydrique HCl et

d’acide éthanoïque CH3CO2H de même concentration molaire Ca = 10-2 mol.L-1.

Dans deux béchers identiques verser 50 mL environ de chacune de ces solutions etmesurer le pH à l’aide d’un pH-mètre (fig. 1). Pour la solution (S1) le pH trouvé est

égal à 2. Pour la solution (S2) le pH mesuré est égal à 3,4.

(a) (b)Figure 1. Mesure du pH :

a) d’une solution d’acide chlorhydrique 10-2 M

b) d’une solution d’acide éthanoïque 10-2 M

I . 2 . I n t e rp ré t a t i on

Pour la solution (S1), pH(S1) = 2 donc [H3O+](S1) = 10-2 mol.L-1. Le nombre de mole

d’ions hydronium H3O+ formés par litre est égal au nombre de mole de HCl dissous

dans un litre de solution. En conséquence [H3O+](S1) = Ca = 10-2 mol.L-1.

Or l’ionisation d’une mole de HCl dans l’eau ne peut donner qu’une mole d’ions hydroniumH3O+ ; donc toutes les molécules HCl introduites initialement en solution sontcomplètement dissociées selon l’équation:

HCl + H2O � H3O+ + Cl-.

02.0 03,4

7

134

L’ionisation du chlorure d’hydrogène HCl dans l’eau est totale, on a donc [HCl] = 0 : le chlorure d’hydrogène est un acide fort.Pour la solution (S2), pH(S2) = 3,4 donc [H3O+](S2) = 10-3,4 = 4.10-4 mol.L-1. Lenombre de mole d’ions hydronium H3O+ formés par litre est nettement inférieur aunombre de mole de CH3CO2H dissous dans un litre de solution. En conséquence[H3O+](S2) < Ca = 10-2 mol.L-1.Or l’ionisation d’une mole de CH3CO2H dans l’eau ne peut faire apparaître ensolution qu’une mole d’ions hydronium H3O+ ; on en déduit que seules quelquesmolécules d’acide sont ionisées. L’ionisation de l’acide éthanoïque dans l’eau n’estpas totale ; elle est partielle on a donc [CH3CO2H] ≠ 0 : l’acide éthanoïque est unacide faible.

L’équation de la réaction de dissociation ionique est :CH3CO2H + H2O � H3O+ + CH3CO2

-.La solution finale d’acide éthanoïque contient donc en plus de l’eau, des ionshydronium H3O+, des ions hydroxyde OH-, des ions éthanoate CH3CO2

- et del’acide éthanoïque CH3CO2H.

I .3 . Généra l i sa t ion

Un acide fort AH est un acide qui s’ionise totalement dans l’eau. La concentrationmolaire des ions hydronium H3O+ dans une solution aqueuse d’un monoacide fortde concentration molaire C est telle que : [H3O+] = C.Le pH d’une solution aqueuse d’un monoacide fort est tel que :

[H3O+] = 10-pH = C.L’équation de la réaction de dissociation ionique est :

AH + H2O � H3O+ + A-.

Exemples de monoacides forts : l’acide chlorhydrique HCl, l’acide nitrique HNO3,l’acide bromhydrique HBr, l’acide perchlorique HClO4, etc.…

Un acide faible AH est un acide qui s’ionise partiellement dans l’eau. La molaritédes ions hydronium H3O+ dans une solution aqueuse d’un monoacide faible deconcentration molaire C est tel que : [H3O+] < C.Le pH d’une solution aqueuse d’un monoacide faible est tel que :

[H3O+] = 10-pH < C.L’équation de la réaction de dissociation ionique est :

AH + H2O � H3O+ + A-.

Exemples de monoacides faibles : l’acide éthanoïque CH3CO2H courammentappelé acide acétique, l’acide méthanoïque HCO2H couramment appelé acideformique, l’acide fluorhydrique HF, l’acide benzoïque C6H5CO2H, etc.…

Les monoacides forts sont les acides qui libèrent par ionisation dans l’eau unemole d’ions hydronium par mole d’acide.

C h a p i t r e 8 : A c i d e s f o r t s e t a c i d e s f a i b l e s ; B a s e s f o r t e s e t b a s e s f a i b l e s

135

Des fourmis rousses à la surface de leur nid

Fenêtre : L’acide méthanoïque ou acide formiquea été isolé pour la première fois au dix huitièmesiècle par distillation d’un jus de fourmis écrasés.

Enoncé

On dispose de deux solutions (S1) d’acide hypochloreux HClO et (S2) d’acide

nitrique HNO3 de même concentration 0,01 mol.L-1. Pour la solution (S1) le pH

trouvé est égal à 4,75. Pour la solution (S2) le pH mesuré est égal à 2.

1. Préciser s’il s’agit d’acides forts ou d‘acides faibles.

2. Ecrire les équations chimiques de dissociation ionique de ces deux acides.

Solution

1. Pour l’acide hypochloreux HClO on a : [H3O+](S1) = 10-4,75 = 1,78. 10-5 mol.L1. Cette

valeur est inférieure à 10-2 mol.L-1 : l’acide hypochloreux est un acide faible.

Pour l’acide nitrique HNO3 on a: [H3O+](S2) = 10-2 mol.L-1. Cette valeur est égale

à la concentration initiale de làcide: l’acide nitrique HNO3 est un acide fort .

2. HNO3 + H2O ➙ H3O+ + NO3- et HClO + H2O � H3O+ + ClO-.

II. COMPARAISON DE LA FORCE DES BASES D’APRES LE pH DE LEURSSOLUTIONS

I I .1 . Expér ience e t obse rva t ion

On dispose de deux solutions aqueuses (S’1) et (S’2) d’hydroxyde de sodium NaOH

et d’ammoniac NH3 de même concentration molaire Cb = 10-2 mol.L-1.

Dans deux béchers identiques verser 50 mL environ de chacune de ces solutions etmesurer le pH à l’aide d’un pH-mètre (fig. 2). Pour la solution (S’1) le pH trouvé est

égal à 12. Pour la solution (S’2) le pH mesuré est égal à 10,6.

APPLICATION

8

136

(a) (b)

Figure 2. Mesure du pH :

a) d’une solution d’hydroxyde de sodium 10-2 M

b) d’une solution aqueuse d’ammoniac 10-2 M

I I . 2 . I n t e rp ré t a t i on

Pour la solution (S’1), pH(S’1) = 12 donc [H3O+](S’1) = 10-12 mol.L-1 et

[OH-](S’1) = 10-2 mol.L-1 car le produit [H3O+][OH-] est égale à 10-14. Le nombre de

mole d’ions hydroxyde OH- formés par litre est égal au nombre de mole de NaOH

dissous dans un litre de solution. En conséquence [OH-](S’1) = Cb = 10-2 mol.L-1.

Or l’ionisation d’une mole de NaOH dans l’eau ne peut donner qu’une mole d’ions

hydroxyde OH- ; donc toutes les molécules NaOH introduites initialement en solution

sont complètement dissociées selon l’équation:

NaOH � Na+ + OH-.

L’ionisation de l’hydroxyde de sodium NaOH dans l’eau est totale ; on a donc [NaOH] = 0:

l’hydroxyde de sodium est une base forte.

Pour la solution (S’2), pH(S’2) = 10,6 donc [H3O+](S’2) = 10-10,6 = 2,5.10-11 mol.L-1 et

[OH-](S’2) = 10-3,4 = 4.10-4 mol.L-1. Le nombre de mole d’ions hydroxyde OH- formés

par litre est nettement inférieur au nombre de mole d’ammoniac NH3 dissous dans un

litre de solution. En conséquence [OH-](S’2) < Cb = 10-2 mol.L-1.

Or l’ionisation d’une mole d’ammoniac dans l’eau ne peut faire apparaître en solution

qu’une mole d’ions hydroxyde OH- ; on en déduit que seules quelques molécules

d’ammoniac sont ionisées. L’ionisation de l’ammoniac NH3 dans l’eau n’est pas totale ;

elle est partielle on a donc : [NH3] ≠ 0 : l’ammoniac est une base faible.

L’équation de la réaction de dissociation ionique est :

NH3 + H2O � NH4+ + OH-.

La solution finale de cette base contient en plus de l’eau, des ions hydronium H3O+,

des ions hydroxyde OH-, des ions ammonium NH4+ et de l’ammoniac NH3.

10,612,0


137


B + H2O � BH+ + OH-

Enoncé

On dispose de deux solutions (S1) de potasse KOH et (S2) de méthylamineCH3NH2 de même concentration 10-3 mol.L-1. Pour la solution (S1) le pH trouvéest égal à 11. Pour la solution (S2) le pH mesuré est égal à 10,8.

1. Préciser s’il s’agit de bases fortes ou de bases faibles.2. Ecrire les équations chimiques d’ionisation de ces deux bases.

Solution

1. Pour la potasse KOH on a :[H3O+](S1) = 10-11 mol.L-1 et [OH-](S1) = 10-3 mol.L-1.

Cette valeur est égale à la concentration molaire de la base: la potasse est une baseforte.Pour la méthylamine CH3NH2 on a:

[H3O+](S2) = 10-10,8 = 1,6. 10-11 mol.L-1 et [OH-](S2) = 6,25.10-4 mol.L-1. Cette valeur est inférieure à 10-3 mol.L-1 : la méthylamine est une base faible. 2. KOH � K+ + OH- et CH3NH2 + H2O � CH3NH3

+ + OH- .

Une base forte B est une base qui s’ionise totalement dans l’eau. La molarité desions hydroxyde OH- dans une solution aqueuse d’une monobase forte deconcentration molaire C est égale à : [OH-] = C.

Les monobases fortes sont les bases qui libèrent par ionisation dans l’eau unemole d’ions hydroxyde par mole de base.

Une base faible B est une base qui s’ionise partiellement dans l’eau. La molarité desions hydroxyde OH- dans une solution aqueuse d’une monobase faible deconcentration molaire C est tel que : [OH-] < C.

Exemples de monobases fortes : l’hydroxyde de potassium (ou potasse) KOH,l’hydroxyde de sodium NaOH (ou soude), etc.…


B + H2O � BH+ + OH-.

Exemples de monobases faibles : l’ammoniac NH3, la méthylamine CH3NH2, etc.….…

Le pH d’une solution aqueuse d’une monobase forte est tel que :

[H3O+] = 10-pH = .C

10 14−

APPLICATION

I I .3 . Généra l i sa t ion8

138

Les principaux constituants du raisin sont les sucres qui peuvent constituerjusqu’au quart du poids du jus de raisin. Le glucose et le fructose (C6H12O6)sont les deux principaux sucres présents. La fermentation alcooliquetransforme les sucres du vin en éthanol C2H5OH sous l’action de certaineslevures telles que les saccharomyces cerevisiae.

C6H12O6 � 2 C2H5OH + 2 CO2.La teneur moyenne du vin en éthanol C2H5OH (qui est un alcool) est de 10%en volume environ alors que dans le vinaigre cette proportion est nulle. L’acide acétique n’est présent qu’à l’état de traces dans le vin, alors qu’il estle principal composé organique du vinaigre puisqu’on peut trouver entre 80 et110 g d’acide acétique par litre de vinaigre. La teneur en acide acétique duvinaigre commercial est exprimée en degré acétique. Le degré acétique exprime la masse d’acide dans 100 mL de solution devinaigre. Un vinaigre à 5% contient donc 5 g d’acide acétique dans 100 mL de solution. 1. Le moût de raisin contient-il de l’éthanol C2H5OH ?2. Donner la formule de l’acide acétique.3. A 25°C le pH d’une solution d’un vinaigre commercial est égal à 2,2. En

déduire la molarité des ions hydronium H3O+ présents dans cette solution. 4. En admettant que le degré acétique de ce vinaigre commercial est de 2,4% ;

calculer la concentration molaire C de cette solution.5. Préciser le caractère fort ou faible de l’acide acétique.

Donnée : la masse molaire de l’acide acétique est égale à 60 g.mol-1.

DU RAISIN AU VINAIGRE



139

La morphine est un composé basique qu’on peut symboliser par (B) pour simplifier.La masse molaire de la morphine est égale à 285,3 g.mol-1.On dissout 171,1 mg de (B) dans l’eau pour obtenir 100 mL de solution. La mesuredu pH à 25°C de cette solution donne 10.1. Calculer la concentration molaire de la solution de morphine.2. Calculer les concentrations molaires des ions hydronium H3O+et des ionshydroxyde OH- présents dans la solution.3. Préciser si la morphine est une base forte ou une base faible.4. Ecrire l’équation chimique de la réaction d’ionisation de la morphine dans l’eau.


Solution

- Ecrire l’expression de définition de la concentration molaire.


- Ecrire correctement l’expression de définition du pH.

- Utiliser la relation existant entre la

molarité des ions H3O+et des ions OH-.

- Tenir compte de la définition d’une base faible.

1.

La concentration molaire C de la solution est :

C = ; n est la quantité de morphine B dissoute

et V le volume de la solution.

Or n = d’où C =

MB est la masse molaire de la morphine.

C = = 6.10-3 mol.L-1.

2. D’après l’expression de définition du pH on a :

[H3O+] = 10-pH = 10-10 mol.L-1.

Comme [H3O+][OH-] = 10-14 à 25°C on en déduit que :

[OH-] = = 10-4 mol.L-1.

3. La concentration molaire des ions hydroxyde OH-

est inférieure à la concentration molaire C de la

solution : la morphine est une base faible.

4. L’équation chimique de la dissociation ionique de la

morphine est: B + H2O � BH+ + OH-.

VM

m

B

B

B

B

M

m

Vn

3

3

10.100..3,285

10.1,171−

−

10

14

10

10−

−

EXERCICE RESOLU

8

140

♦ Un acide AH est fort si son ionisation dans l’eau est totale.

♦ L’équation de la réaction d’ionisation d’un acide fort AH dans l’eau est :

AH + H2O � H3O+ + A-.

♦ Pour un monoacide fort de concentration molaire C on a : [H3O+] = C.

♦ Un acide AH est faible si son ionisation dans l’eau est partielle. Cette ionisation

aboutit à un système en équilibre dynamique où il y a coexistence des ions

hydronium H3O+, des ions hydroxyde OH- et des molécules d’acide AH non

dissociées.

♦ L’équation de la réaction d’ionisation d’un acide faible AH dans l’eau est :

AH + H2O � H3O+ + A-.

♦ Pour un monoacide faible de concentration molaire C on a : [H3O+] < C.

♦ Une base B est forte si elle s’ionise totalement dans l’eau.

♦ L’équation de la réaction d’ionisation d’une base forte B dans l’eau est :

B + H2O � BH+ + OH-.

♦ Pour une monobase forte de concentration molaire C on a : [OH-] = C.

♦ Une base B est faible si elle s’ionise partiellement dans l’eau. Cette ionisation

aboutit à un système en équilibre dynamique où il y a coexistence des ions

hydronium H3O+, des ions hydroxyde OH- et des molécules de base B non

dissociées.

♦ L’équation de la réaction d’ionisation d’une base faible B dans l’eau est :

B + H2O � BH+ + OH-.

♦ Pour une monobase faible de concentration molaire C on a : [OH-] < C.



141

Verifier ses acquis

1. Un acide fort s’ionise……………..dans l’eau2. L’ionisation d’un acide …………dans l’eau est partielle.3. Une base ………….s’ionise totalement dans l’eau.

1. La potasse est une base forte :a) elle s’ionise partiellement dans l’eau ;b) la concentration molaire de OH- est égale à la concentration molaire C de la

solution ;c) le pH de sa solution aqueuse est supérieur à 7 à 25°C.

2. L’acide nitrique est un acide fort :a) il s’ionise partiellement dans l’eau ;b) la concentration molaire de l’entité H3O+ est égale à la concentration molaire C de la solution ;c) le pH de sa solution aqueuse est inférieur à 7 à 25°C.

3. L’ammoniac NH3 est une base faible :a) l’équation chimique de sa réaction d’ionisation dans l’eau est :

NH3+ H2O � NH4+ + OH- ;

b) la concentration molaire de l’entité OH- est inférieure à la concentration molaireC de la solution ;c) le pH de la solution est égal à 7.

B.II Répondre par vrai ou faux 1. La méthylamine est une base faible car elle est dissociée partiellement dans l’eau.2. Pour une solution de base faible le pH est inférieur à 7 et pour une solution de

base forte le pH est supérieur à 7.3. Une solution aqueuse d’acide faible AH ne contient que les ions hydronium H3O+

et les ions hydroxyde OH-.4. Dans une solution aqueuse de base forte B on a :[B] ≠ 0.


Exercice 1L’acide méthanoïque HCO2H est un acide faible.1. Ecrire l’équation chimique de sa réaction de dissociation ionique.2. Préciser les entités chimiques présentes dans la solution.

Exercice 2

L’éthylamine C2H5NH2 est une base faible.1. Ecrire l’équation chimique de sa réaction de dissociation ionique.2. Préciser les entités chimiques présentes dans la solution.


B. Questions avec choix de réponses multiplesB.I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s).


8

142

Exercice 3

L’acide nitrique HNO3 est un acide fort. Soit une solution aqueuse d’acide nitriqueHNO3 de pH égal à 2.1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet acide.2. Calculer la concentration molaire des ions hydroxyde.3. En déduire la concentration molaire de la solution.4. On introduit dans trois récipients 2 mL de cette solution et on ajoute de l’eau de

façon à avoir trois solutions (S1), (S2) et (S3) de volumes respectifs : V1 = 20 mL,V2 = 200 mL et V3 = 2 L.

a) Déterminer le pH des solutions (S1), (S2) et (S3).b) Préciser l’effet de la dilution sur le pH.

Exercice 4

La potasse KOH est une base forte. Soit une solution aqueuse d’hydroxyde depotassium de pH égal à 10,6.1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cette base.2. Calculer la concentration molaire des ions hydroxyde.3. En déduire la concentration molaire de la solution.4. On introduit dans trois récipients 2 mL de cette solution et on ajoute de l’eau de

façon à avoir trois solutions (S1), (S2) et (S3) de volumes respectifs : V1 = 20 mL,V2 = 200 mL et V3 = 2 L.

a) Déterminer le pH des solutions (S1), (S2) et (S3) ?b) Préciser l’effet de la dilution sur le pH.

UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESEExercice 5

On prépare deux solutions (S1) et (S2) de même concentration molaire Ca = 0,01 mol.L-1

en dissolvant dans l’eau pure les monoacides A1H et A2H. La mesure de leur pH à25°C donne respectivement : pHS1 = 2 et pHS2 = 3,4. 1. Calculer la concentration molaire des ions hydronium H3O+ dans chaque solution.2. Préciser le caractère fort ou faible de A1H et de A2H.3. L’acide fort est l’acide chlorhydrique. Il est obtenu en faisant barboter le chlorure

d’hydrogène gazeux dans l’eau.a) Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet acide.b) Calculer le volume de chlorure d’hydrogène gazeux nécessaire pour obtenir la

solution d’acide chlorhydrique de concentration molaire Ca.

Donnée : le volume molaire des gaz est pris égal à 24 L.mol-1 dans les conditions de l’expérience.

Exercice 6

Les solutions (S1), (S2) et (S3) contiennent trois monobases B1, B2 et B3 à la mêmeconcentration molaire 10-2 M. La mesure de leurs pH donne:

pH1 =12, pH2 = 11 et pH3 = 10,5. 1. Calculer la concentration molaire des ions hydronium H3O+ dans chaque solution.2. En déduire la concentration molaire des ions hydroxyde dans chaque cas.3. Justifier le caractère fort ou faible de chacune des monobases B1, B2 et B3.


143

Chapitre 9

Prérequis

Objectifs

L´élève sera capable de :- utiliser un indicateur coloré ;

- décrire l’équation de la réaction entre un acide fort et une base forte ;-réaliser le dosage d’un acide fort par une base forte et

réciproquement.

- Solution acide, solution basique et solution neutre.- Réaction exothermique et réaction endothermique.

- Produit ionique de l’eau à 25°C : [H3O+][OH-] = 10-14.

- Mesure du pH d’un milieu aqueux.- Variation du pH avec l’acidité de la solution.

Les déboucheurs vendus dans le commerce contiennent 20% en masse environ desoude NaOH. Un détartrant commercial contient en moyenne 5% d’acidechlorhydrique. Dans un laboratoire d’analyse comment peut-on déterminer laconcentration molaire exacte de ces solutions ?

REACTION D’UN ACIDE FORTAVEC UNE BASE FORTE

Détartrant ménager contenant 5% en masse d’acide chlorhydrique environ.

Déboucheur de lavabo contenant 20% en masse de soude environ.

144

C h a p i t r e 9 : Réac t ion d ’un ac ide fo r t avec une base fo r t e

REACTION D’UN ACIDE FORT AVEC UNE BASE FORTE

I. REACTION D’UN ACIDE FORT AVEC UNE BASE FORTE


On dispose de deux solutions aqueuses (S1) et (S2) d’acide chlorhydrique HCl et

d’hydroxyde de sodium NaOH de même concentration molaire C = 10-2 mol.L-1. A l’aide d’un thermomètre déterminer la température initiale θin de chaque solution.

Mélanger 200 mL de chacune des deux solutions précédentes dans un même bécher.Relever la température finale θF du mélange et mesurer le pH au moyen d’un pH-

mètre (fig.1). Constater que la température a augmenté de quelques degrés (θF > θin) et que le pH

est voisin de 7.

Introduire quelques millilitres du mélange précédent dans un creuset en verre etchauffer la solution jusqu’à évaporation complète du liquide (fig.2). Constater l’apparition de cristaux solides de chlorure de sodium NaCl au fond et surles parois du creuset en verre.

Figure 1 : Détermination de la température et du pHd’un mélange d’acide chlorhydrique et de soude.

Figure 2 : Mise en évidence du chlorure de sodium NaCl.

145

9RemarqueEn dissolvant quelques cristaux de solide dans l’eau on pourrait mettre en évidence

la présence des ions sodium Na+ par le test à la flamme et les ions chlorure Cl- parle test au nitrate d’argent AgNO3 (voir chapitre 4).

I . 2 . I n t e r p r é t a t i o n

En mélangeant l’acide chlorhydrique et la soude il se produit une réaction chimiqueexothermique qui est à l’origine de l’augmentation de la température de la solution.Par ailleurs dans les solutions aqueuses (S1) et (S2) de départ on a :

[H3O+](S1) = 10-2 mol.L-1 et [OH-](S2) = 10-2 mol.L-1.

Le pH du mélange est voisin de 7 on en déduit que la molarité des ions hydroniumH3O+ et des ions hydroxyde OH- dans le mélange est de l’ordre de 10-7 mol.L-1 carle produit [H3O+][OH-] est égale à 10-14.Cette diminution de la molarité ne peut pas être due à une simple dilution car le

volume a été seulement multiplié par deux si oui on aurait [H3O+] = 5.10-3 mol.L-1

et [OH-] = 5.10-3 mol.L-1ce qui n’est pas le cas. On doit donc admettre que les ions

hydronium H3O+ ont réagi avec les ions hydroxyde OH-.

L’équation chimique de la réaction qui s’est produite est :

H3O+ + Cl- + Na+ + OH- � 2 H2O + Na+ + Cl-.

Comme les ions sodium Na+ et les ions chlorure Cl- ne participent pas réellement àla réaction (ce sont des ions spectateurs), on peut simplifier l’équation chimiqueprécédente en écrivant simplement :

H3O+ + OH- � 2 H2O.

Cette réaction acide base est souvent appelée réaction de neutralisation de l’acidepar la base.

II . ETUDE QUANTITATIVE

A. Variation du pH au cours de la réaction acide base

A.1 . Expér i ence e t obse rva t ion

Introduire dans un bécher un volume Va égal à 10 mL d’acide chlorhydrique 10-2 M

mesuré à la pipette et deux à trois gouttes de bleu de bromothymol. La solution prend

une teinte jaune. A l’aide d’une burette graduée, ajouter par fraction de un mL une

solution aqueuse d’hydroxyde de sodium NaOH 10-2 M. Mesurer à chaque fois le pH

après avoir homogénéisé la solution par agitation et noter la couleur de la solution.

Constater que (fig. 3) :

146

Figure 3 : Dosage d’une base forte par un acide fort.

a) Le pH initial est égal à 2 et la solution est jaune.

b) La solution demeure jaune et que le pH augmente progressivement tout en

restant inférieur à 7 tant que le volume Vb de base ajouté est inférieur à 9 mL

environ. Pour un volume de base Vb égal à 10 mL le pH est égal à 7.

c) Pour un volume de base ajouté compris entre 9 mL et 11 mL environ, une

variation brusque du pH de 3,3 à 10,7 se produit et la couleur de la solution vire

du jaune au bleu.

d) Pour un volume de base ajouté supérieur à 11 mL, le pH varie légèrement et la

couleur de la solution demeure bleue.

A.2 . In t e rp ré t a t i on

L’augmentation du pH par addition de la soude correspond à la diminution de la

molarité des ions hydronium H3O+ qui réagissent avec les ions hydroxyde OH-

apportés par la soude selon la réaction acide base :

H3O+ + OH- � 2 H2O.

Pour un volume de base ajouté égal à 10 mL le pH est égal à 7, la molarité des ions

hydronium H3O+ est : [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1 : la solution est alors neutre.

En conséquence les ions hydronium H3O+ provenant de la dissociation de l’acide

chlorhydrique ont réagi complètement avec les ions hydroxyde OH- introduits par la

base.

Tout se passe comme si les ions hydronium H3O+ et les ions hydroxyde OH-

présents en solution sont issus de la réaction d’ionisation de l’eau :

H2O + H2O � H3O+ + OH-.

Pour un volume de base ajouté supérieur à 10 mL le pH devient supérieur à 7 car la

soude est en excès par rapport à l’acide chlorhydrique.


147

9B. L’équivalence acido basique

1 . Dé f in i t i on du po in t d ’ équ iva l ence

Dans l’expérience précédente la valeur 7 du pH a été obtenue quand le volume debase Vb ajouté est égal à 10 mL. Les molarités des ions hydronium H3O+ et des ionshydroxyde OH- sont égales:

[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1.Ces molarités sont les mêmes que celle dans l’eau pure. En conséquence les ionshydronium H3O+ provenant de l’ionisation de l’acide ont réagi totalement avec lesions hydroxyde OH- apportés par la base. On dit qu’on a atteint le pointd’équivalence.

L’équivalence acido basique est obtenue dans le cas où le nombre de mole d’ionshydronium H3O+ susceptible d`être fournis par la solution aqueuse d’acide est égalau nombre de mole d’ions hydroxyde OH- susceptible d`être fournis par la solutionaqueuse de base.

A l’équivalence on a :n(H3O+)acide = n(OH-)base.

2. Relation entre les concentrations molaires à l’équivalence

Soit Va le volume de la solution d’acide de concentration molaire Ca et Vb.E le

volume de la solution de base de concentration molaire Cb nécessaire pour obtenir

l’équivalence acido basique.Au point d’équivalence on a :

n(H3O+)acide = n(OH-)base.

Le nombre de mole n(H3O+)acide d’ions hydronium H3O+ fournis par l’acide est :

n(H3O+)acide = Ca .Va. (1)

Le nombre de mole n(OH-)base d’ions hydroxyde OH- fournis par la base est :

n(OH-)base = Cb.Vb.E. (2)

En conséquence :

Ca.Va = Cb.Vb.E.

148

Remarque

Les relations (1) et (2) ne sont valables que pour un monoacide fort et une monobaseforte respectivement.

C. Comment peut-on détecter le point d’équivalence ?

1 . E x p é r i e n c e , o b s e r v a t i o n e t c o m m e n t a i r e

Mélanger 10 mL d’acide chlorhydrique 10-2 mol.L-1 avec deux à trois gouttes de bleu

de bromothymol (BBT).

Noter la couleur de la solution.

Ajouter à la burette de l’hydroxyde de sodium NaOH 10-2 mol.L-1 progressivement

et noter la couleur.

Si le volume de base ajouté Vb < Vb.E, le BBT a la teinte jaune : la solution est

encore acide car le nombre de mole d’ions hydroxyde OH- fournis par la base est

inférieur au nombre de mole d’ions hydronium H3O+ fournis par l’acide.

Si le volume de base ajouté Vb > Vb.E, le BBT a la teinte bleu : la solution est

basique car tous les ions hydronium H3O+ de l’acide ont disparu et les ions

hydroxyde OH- ont été introduits en excès.

Le changement de couleur du BBT marque donc le passage par un milieu neutre. Au

moment exact du virage du BBT on a l’équivalence acido basique. A ce moment

précis la teinte du BBT est verte.

Le bleu de bromothymol (BBT) est un indicateur coloré qui permet de repérer le point

d’équivalence car sa couleur en milieu acide (pH < 7) est différente de sa couleur en

milieu basique (pH > 7).


149

9

III. APPLICATION : DOSAGE D’UN ACIDE FORT PAR UNE BASEFORTE ET RECIPROQUEMENT

III .1 . Défini t ion

I I I .2 . Réa l i sa t ion p ra t ique du dosage

Soit à doser (fig. 4) une solution d’acide chlorhydrique de concentration molaire

Ca inconnue par une solution d’hydroxyde de sodium de concentration molaire

Cb = 0,1mol.L-1.

Pour cela :

- Introduire dans un erlen méyer (ou un bécher) propre un volume Va (égal à 10 ou

à 20 mL par exemple) d’acide chlorhydrique mesuré à la pipette.

- Ajouter deux ou trois gouttes de bleu de bromothymol (BBT) et noter la couleur de

la solution.

- Rincer la burette avec un faible volume de la solution d’hydroxyde de sodium.

- Remplir la burette jusqu’au trait zéro avec la solution d’hydroxyde de sodium de

concentration molaire Cb connue.

- Ajouter par petites fractions la solution d’hydroxyde de sodium tout en agitant et

surveiller la couleur de la solution.

- Arrêter l’addition de la soude au moment même où la couleur de la solution passe

du jaune au bleu. Noter le volume V de base ajouté à l’équivalence.

- Refaire l’expérience en ajoutant dàbord, en une seule fois un volume V`de soude

légèrement inférieur à V et continuer làjout de la base goutte a`goutte jusquàu

virage du BBT.

- Déterminer le volume moyen Vb.E de base ajouté à l’équivalence après deux ou

trois essais.

- Calculer la concentration molaire Ca de l’acide.

Le dosage d’une solution aqueuse d’acide par une solution de base de concentrationmolaire Cb connue consiste à déterminer la concentration molaire Ca de l’acide.

Réciproquement le dosage d’une solution aqueuse de base par une solution d’acidede concentration molaire Ca connue consiste à déterminer la concentration molaire

Cb de la base.

150

Remarque Pour réaliser le dosage de la soude par l’acide chlorhydrique il faut introduire lasolution de soude dans le bécher propre avec deux ou trois gouttes de bleu debromothymol (BBT) et ajouter par petites fractions la solution d’acide chlorhydriqueintroduite dans la burette, jusqu’au virage de l’indicateur du bleu au jaune. Suivre les mêmes étapes que précédemment pour déterminer la concentrationmolaire Cb de la base.

Figure 4 : Réalisation pratique du dosage d’un acide fort par une base forte.

On mélange 10 mL d’une solution d’acide chlorhydrique commerciale avec suffisamment

d’eau pour obtenir 100 mL de solution diluée (S1). On dose 10 mL de cette solution (S1)

par une solution d’hydroxyde de sodium de concentration molaire Cb = 0,15 mol.L-1.

L’équivalence est obtenue pour Vb.E = 7,4 mL.

1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dosage.

2. Déterminer la concentration molaire Ca de la solution d’acide chlorhydrique diluée.

3. Déterminer la concentration molaire C’a de la solution d’acide chlorhydrique

commerciale.

4. Déterminer la concentration massique de la solution d’acide commerciale.

Exprimer ce résultat en pourcentage massique.

Données : La masse molaire moléculaire de HCl est égale à 36,5 g.mol-1.

La densité de la solution d’acide commerciale est égale à 1,18.

APPLICATION

Enoncé


151

9Solution1. L’équation chimique de la réaction de dosage est :

H3O+ + Cl- + OH- + Na+ � Na+ + Cl- + 2 H2O.Comme les ions sodium Na+ et les ions chlorure Cl- ne réagissent pas on peutécrire :

H3O+ + OH- � 2 H2O.2. A l’équivalence on a : n(H3O+)acide = n(OH-)base.

Soit : Ca.Va = Cb.Vb.E.

D’où : Ca = =

Ca = 0,111 mol.L-1.

3. La solution d’acide chlorhydrique commerciale a été diluée 100 fois on adonc :

C’a = 100. Ca = 100. 0,111 = 11,1 mol.L-1.4. La concentration massique de la solution d’acide commerciale est :

C = M(HCl). C’aoù M(HCl) est la masse molaire moléculaire de HCl.

C = 36,5. 11,1 = 405,15 g. L-1 .Le pourcentage massique est donc égal à :

%(HCl)= = 34 ,3%.

La solution commerciale d’acide chlorhydrique contient donc 34,3 g dechlorure d’hydrogène dissous dans 100 g de solution.

0 15 7 4 1010 10

3

3

, , ..x �

�a

bEb

V

VC

405 15 1001180, x


ETUDE D’UN DETERGENT MENAGER CONTENANTDE LA SOUDE

Nous considérons une solution commerciale utilisée pour le débouchage deséviers. L’étiquette portée par le flacon indique que ce liquide contient 20%environ d’hydroxyde de sodium soit 20 g environ de soude pure par 100 g desolution. Pour déterminer le pourcentage massique exact de ce liquide nous ledosons par l’acide chlorhydrique.

Déboucheur de lavabo contenant de la soude.

On mélange 10 mL de la solution commerciale du déboucheur avecsuffisamment d’eau pour obtenir 50 mL de solution diluée (S1). On dose 20 mLde cette solution (S1) par une solution d’acide chlorhydrique de concentrationmolaire Ca = 0,15 mol.L-1. L’équivalence est obtenue pour Va.E = 15,8 mL.

1.Ecrire l’équation chimique de la réaction de dosage. 2. Déterminer la concentration molaire Cb de la solution (S1) de déboucheur diluée.3.En déduire la concentration molaire C’b de la solution de déboucheur

commerciale.4. Déterminer la concentration massique de la solution commerciale. Exprimer

ce résultat en pourcentage massique.5. Comparer la valeur trouvée à celle affichée par le fabricant. Commenter.

Données : La masse molaire moléculaire de NaOH est égale à 40 g.mol-1.

La densité de la solution commerciale est égale à 1,2.

On introduit dans un bécher un volume Va égal à 25 mL d’une solution d’acide nitriqueHNO3 de concentration molaire Ca inconnue et deux gouttes de bleu debromothymol. Le mélange est dosé par une solution de potasse KOH de concentration molaire Cbégale à 0,08 mol.L-1. L’équivalence est atteinte pour VbE = 12,5 mL. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dosage. 2. Déterminer la concentration molaire Ca de la solution d’acide nitrique.3. Trouver la valeur du pH à l’équivalence.4. Préciser le sens de variation du pH au cours du dosage. 5. Calculer la masse du sel obtenu après évaporation totale de l’eau de la solution

obtenue à l’équivalence.

Donnée : La masse molaire moléculaire de KNO3 est égale à 101 g.mol-1.

152

EXERCICE RESOLU


153


Solution

- Exploiter la relation entre Ca, Va, Cb et

CbE valable à l’équivalence.



molarité des ions potassum H3O+ et des

ions nitrate OH-.

- Ecrire correctement l’expression dedéfinition du pH .

- Exploiter l’équation chimique de laréaction de dosage en cherchant larelation entre le nombre de mole de KNO3et le nombre de mole d’acide nitrique.


molarité des ions H3O+ et la concentration

molaire d’une solution d’un monoacidefort.

1.

L’équation chimique de la réaction de dosage est :

H3O+ + NO3- + OH- + K+ � K+ + NO3

- + 2 H2O.

Comme les ions potassum K+ et les ions nitrate NO3-

sont indifférents (spectateurs), l’équation précédente

peut être écrite de façon plus simple :

H3O+ + OH- � 2 H2O.

2. A l’équivalence on a : Ca.Va = Cb.Vb.E.

Ca = = = 0,04 mol.L-1

.

3. Comme làcide et la base sont forts, a` l’équivalence

la solution est neutre :

[H3O+] = [OH-]. Or [H3O+][OH-] = 10-14 donc :

[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1.

Le pH de la solution est tel que :

[H3O+] = 10-pH = 10-7 soit : pH = 7.

4. Au cours du dosage les ions hydronium H3O+

fournis par l’acide nitrique sont consommés par les ions

hydroxyde OH- apportés par la base. La concentration de

H3O+ diminue et le pH augmente.

5. Après évaporation complète de l’eau on obtient un

dépôt de nitrate de potassium KNO3.

D’après l’équation chimique de la réaction de dosage on

peut écrire : = .

L’acide nitrique étant un monoacide fort on a :

= = Ca.Va = 0,0425.10-3= 10-3mol.

D’où : = 10-3

mol.

La masse de nitrate de potassium obtenue est :

= n(KNO3) . .

= 10-3

.101 = 0,101 g.

a

bEb

V

VC

)KNO( 3n

)HNO( 3n

)KNO( 3n

)KNO( 3m

)KNO( 3m

)KNO( 3M

)OH( 3n +

)OH( 3n +

0 08 12 525

, ,x

9

154

♦ L’équation chimique de la réaction simplifiée d’un monoacide fort avec une

monobase forte est : H3O+ + OH- � 2 H2O.

♦ L’équivalence acido basique est atteinte quand le nombre de mole d’ions

hydronium H3O+ fournis par l’acide est égal au nombre de mole d’ions hydroxyde

OH- apportés par la base.

- A l’équivalence la solution issue de la réaction d’un acide fort avec une base forte

est neutre, son pH est égal à 7 à 25°C.

- Un dosage est une opération qui consiste à déterminer la concentration molaire

d’une solution aqueuse d’acide ou de base.

- Au cours d’un dosage d’une solution d’acide fort par une solution de base forte,

le point d’équivalence est repéré par le changement de couleur du B.B.T,

indicateur coloré utilisé au cours du dosage.



155

9

Verifier ses acquis

1. Au cours de la réaction d’une base forte avec un acide fort les ions…..réagissent avecles ions……Il se forme de……… et un sel.

2. La relation Ca.Va = Cb.Vb est valable seulement à……. …… 3. Doser une base par un acide consiste à déterminer la………….. dùne solution …….

1. Au cours du dosage d’un acide fort par une base forte :a) on ajoute à la burette la solution de l’acide fort;b) on ajoute à la burette la solution de base forte ;c) on mesure le volume de la base à la pipette.

2. Au cours du dosage d’une base forte par un acide fort le pH à l’équivalence est :a) supérieur à 7.b) égal à 7.c) inférieur à 7.

3. Au cours du dosage d’une base forte par un acide fort en présence de bleu de bromothymol, la couleur de la solution à l’équivalence est : a) jaune.b) bleu.c) verte.


1. Au cours du dosage d’un acide fort par une base forte le pH diminue. 2. A l’équivalence le nombre de mole d’ions hydronium H3O+ est inférieur au nombre

de mole d’ions hydroxyde OH-.3. La réaction d’un acide fort avec une base forte est endothermique.





156

UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLESLe volume molaire des gaz sera pris égal à 24 L.mol-1 .

Exercice 1

On mélange 20 mL d’acide nitrique HNO3 0,02 mol.L-1 avec 4 mL de potasse 0,1 mol.L-1.1. Ecrire l’équation chimique de la réaction qui se produit.2. Déterminer le pH du mélange obtenu.3. Calculer la masse de nitrate de potassium KNO3 obtenue après évaporation totale de l’eau.

Donnée : La masse molaire moléculaire de KNO3 est égale à 101 g.mol-1.

Exercice 2

Déterminer le volume d’une solution d’hydroxyde de sodium de concentrationmolaire égale à 0,02 mol.L-1 qu’il faut ajouter à 20 mL d’acide chlorhydrique deconcentration molaire égale à 0,04 mol.L-1, pour obtenir un mélange de pH égal à 7.

Exercice 3

Déterminer le volume de chlorure d’hydrogène gazeux qu’il faut dissoudre dans 20 mL de potasse KOH de concentration molaire égale à 0,015 mol.L-1 pour obtenirl’équivalence acido basique.

Exercice 4

On mélange 10 mL d’une solution d’acide chlorhydrique 0,2 M avec 25 mL depotasse 0,03 mol.L-1 en présence de quelques gouttes de bleu de bromothymol. 1. Dans le mélange le nombre de mole d’ions hydronium H3O+ est-il inférieur ou

supérieur au nombre de mole d’ions hydroxyde OH- ?2. Préciser la couleur de l’indicateur dans le mélange.

Exercice 5

On mélange 15 mL d’acide nitrique 0,15 mol.L-1 avec 10 mL d’acide chlorhydrique0,2 mol.L-1. 1. Déterminer les concentrations molaires des ions hydronium H3O+, des ionschlorure Cl- et des ions nitrate NO3

- dans le mélange. 2. On ajoute au mélange précédent 25 mL de soude 0,3 M.

a) Ecrire l’équation chimique de la réaction qui se produit.b) Le mélange obtenu est-il neutre, acide ou basique ?



Exercice 6

On ajoute de l’eau distillée à 5 mL d’une solution (S1) de soude pour obtenir 100 mLde solution diluée (S2). A 10 mL de (S2) contenant quelques gouttes de bleu debromothymol on ajoute progressivement à l’aide d’une burette graduée une solutiond’acide nitrique HNO3 de concentration molaire égale à 0,01 mol.L-1. Le virage de l’indicateur a lieu pour un volume VaE égal à 15 mL.1. Préciser la couleur de l’indicateur dans la solution (S2). 2. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dosage.3. Déterminer la concentration molaire Cb de la solution (S2).4. En déduire la concentration molaire C’b de la solution (S1).5. Déterminer le pH de la solution (S2) et celui de la solution (S1) .

Exercice 7

On dose 10 mL d’une solution (Sa) d’acide chlorhydrique par une solution (Sb) depotasse 0,05 mol.L-1 en présence de bleu de bromothymol. Le volume ajouté àl’équivalence est VbE égal à 20 mL.1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dosage.2. Déterminer la concentration molaire Ca de la solution (Sa).3. Déterminer la valeur du pH à l’équivalence. La solution obtenue est-elle neutre,

acide ou basique ? 4. Calculer la masse de sel déposé après évaporation totale de l’eau du mélange

obtenu à l’équivalence.

Donnée : La masse molaire moléculaire de KCl est égale à 74,5 g.mol-1.

157

9

THEME III : LES REACTIONS

D’OXYDOREDUCTION

Comment expliquer la formation de l’image latente (le négatif) lors de la prise de vue à l’aide d’unappareil photographique classique?

158

159

Chapitre 10

Prérequis

Objectifs

L´élève sera capable de :- interpréter l'action d'un acide sur un métal et l'action d'un cation métalliquesur un métal par le transfert d'électrons.- définir un oxydant, un réducteur et une réaction d’oxydoréduction.- distinguer l'oxydation de la réduction et l'oxydant du réducteur.- définir un couple oxydant réducteur.- représenter un couple oxydant réducteur par son symbole ou son équation formelle.- écrire l'équation d'une réaction d'oxydoréduction.

- Les constituants de l’atome : protons et électrons.

- Les solutions aqueuses d’acide et de base.

- Le pH d’une solution aqueuse.

- Tests d’identification des ions Zn2+, Cu2+, Fe2+ et Fe3+.

LES REACTIONS D’OXYDOREDUCTION

Lorsqu’on achète un bijou en or, il est rarement constitué d’or pur. Comment lesbijoutiers vérifient-ils rapidement la teneur en or ?Dans les minerais aurifères l’or est dispersé à l’état métallique. Comment extraire l’ord’un minerai ?

160

LES REACTIONS D’OXYDOREDUCTION

I. PRESENTATION SOMMAIRE DES METAUX ET DE LEURS IONS

Dans les expériences que nous allons décrire dans ce chapitre, nous allons souventutiliser des métaux.Un métal est un corps simple, donc formé d’un seul élément. A l’état de solides oude liquides les métaux possèdent tous une bonne conductibilité électrique etthermique et peuvent réfléchir la lumière. Cette dernière propriété est responsable deleur éclat particulier, appelé éclat métallique (fig.1).

Le métal est représenté par le symbole de l’élément auquel il correspond. Ainsi lemétal fer est représenté par le symbole Fe. Tous les atomes métalliques peuvent aucours d’une réaction chimique céder des électrons et donner des ions positifs,appelés cations (tableau 1).

Figure.1 L’or est un métal précieux recherché pour son éclat inaltérable.

Tableau 1 Symbole de quelques métaux et des ions correspondants.

Nom et symbole du métal Cation correspondant

Cuivre Cu Cu+, Cu2+

Fer Fe Fe2+, Fe3+

Zinc Zn Zn2+

Argent Ag Ag+

Aluminium Al Al3+

Calcium Ca Ca2+

Plomb Pb Pb2+

Nickel Ni Ni2+

Sodium Na Na+

Potassium K K+

Magnésium Mg Mg2+

Or Au Au3+


161

Figure.3a Réaction entre une solution aqueuse d’acide sulfurique et le fer.

Figure 3b : Identification du dihydrogéne gaz

Figure 2 Tableau de la classification périodique simplifiée

H He

Li Be B C N O F Ne

Na Mg Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr Y Zr Nb Mo Te Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

II . ACTION DES ACIDES SUR LES METAUX

II.1 Réaction entre une solution diluée d’acide sulfurique et le fer

I I .1 . a Expér iences e t obse rva t ions

A l’aide du papier pH, déterminer la valeur approximative du pH d’une solution diluée

d’acide sulfurique de concentration 0,1 mol.L-1 environ.Introduire quelques grammes de limaille de fer dans un tube à essais, puis à l’aided’une pipette munie d’une propipette verser avec précaution environ 2 mL de lasolution d’acide sulfurique. Des bulles de gaz apparaissent sur les grains de la limaillede fer (fig.3a) et se dégagent à l’air libre.

Le gaz obtenu est incolore et inodore. Au contact d’une flamme, il brûle en produisantune légère détonation: c’est le dihydrogéne H2 (fig.3b).

En examinant le tableau périodique simplifié (fig.2), on constate que les éléments quise trouvent à gauche (à l’exception de l’hydrogène) sont des métaux. Les élémentsdans la partie droite du tableau (à l’exclusion des gaz rares) ainsi que l’élémenthydrogène sont des non métaux.

Métaux Non métaux

10

162

Après avoir laissé la réaction se poursuivre quelques temps, noter que le pH de lasolution a légèrement augmenté.Filtrer ensuite le contenu du tube et ajouter au filtrat quelques gouttes d’une solutiond’hydroxyde de sodium.Il se forme un précipité vert d’hydroxyde de fer (II) (fig.4) de formule Fe(OH)2 qui

caractérise la présence d’ions fer (II) de symbole Fe2+.

I I . 1 . b I n t e rp r é t a t i on

Les ions Fe2+ ne peuvent provenir que du fer métallique Fe.La faible augmentation du pH indique une diminution de la concentration des ions

hydronium H3O+qui sont consommés au cours de la réaction. Le dihydrogène

dégagé ne peut provenir que de ces ions H3O+. L’élément hydrogène passe de

l’état ionique H3O+ à l’état moléculaire H2. L’équation chimique de la réaction est:

Fe (sd) + 2 H3O+ � Fe2+ + H2 (g) + 2 H2O (1).

D’après cette équation on pourrait croire que des charges positives sont passées

des ions hydronium H3O+ au fer Fe. Or nous savons que les charges positives d'un

atome (ou d'un ion) sont portées par le noyau, qui n'est pas modifié au cours desréactions chimiques. En conséquence certains électrons, faisant partie de la coucheexterne, peuvent être mis en commun ou transférés. On peut donc penser qu’il s’estproduit un transfert d’électrons du fer aux ions hydronium au cours de la réactiondu fer avec l’acide sulfurique.

Le fer métallique donne naissance à des ions Fe2+ : chaque atome de fer a donccédé deux électrons. Cette transformation peut être représentée par la demi

équation: Fe (sd) � Fe2+ + 2e (1a).

Figure. 4: Mise en évidence

des ions Fe2+.

Filtrat.

–


163

10Les ions hydronium H3O+ donnent un dégagement de dihydrogène : chacun d’eux

a capté un électron selon la demi équation :

2 H3O+ + 2e � H2 (g) + 2 H2O (1b).

Ces deux demi équations ne sont que des écritures commodes pour mettre enévidence le transfert d’électrons entre le fer et les ions hydronium. En effet lesélectrons n’existent pas à l’état libre dans les systèmes étudiés en chimie : un atomede fer ne cède ses deux électrons que si deux ions hydronium sont là pour lescapter.L’équation chimique (1) de la réaction entre le fer et les ions hydronium est obtenueen combinant les deux demi équations (1a) et (1b) pour que les électrons transférésn’apparaissent pas:

La réaction entre le fer métallique et l’acide sulfurique est appelée une réaction

d’oxydoréduction.

Le fer Fe qui cède des électrons est un réducteur.

L’ion hydronium H3O+ qui capte un électron est un oxydant.

II.2 Réaction entre une solution diluée d’acide chlorhydrique et le zinc

I I .2 . a Expér iences e t obse rva t ions

A l’aide du papier pH, déterminer le pH d’une solution diluée d’acide chlorhydrique

de concentration 0,1 mol.L-1 environ. Introduire un peu de grenaille de zinc dans untube à essais, puis à l’aide d’une pipette munie d’une propipette verser avecprécaution 2 mL de la solution d’acide chlorhydrique. Des bulles de gazapparaissent sur les grains de la grenaille de zinc (fig.5a): il s’agit du dihydrogène.

Fe (sd) � Fe2+ + 2 e+

2 H3O+ + 2 e � H2(g) + 2 H2O

Fe(sd) + 2 H3O+ � Fe2+ + H2 (g) + 2 H2O.

Remarque Les ions chlorure Cl- sont présents dans le milieu mais ne participent pas à la réactionse sont ses ions spectateurs; donc il n’est pas nécessaire de les faire figurer dansl'équation chimique.

–

–

–

164

Après avoir laissé la réaction se poursuivre quelques temps, noter que le pH de lasolution a légèrement augmenté. Filtrer ensuite le contenu du tube et ajouter au filtrat quelques gouttes d’une solutiond’hydroxyde de sodium.Il se forme un précipité blanc gélatineux d’hydroxyde de zinc Zn(OH)2 qui caractérise la

présence d’ions zinc Zn2+ (fig.5b).

I I . 2 .b I n t e rp ré t a t i on

Comme dans l’expérience précédente, on peut conclure que les ions Zn2+

proviennent des atomes de zinc et le dihydrogène dégagé provient des ions

hydronium H3O+. L’équation chimique de la réaction observée est :

Zn (sd) + 2 H3O+ � Zn2+ + H2 (g) + 2 H2O (2).

Au cours de cette réaction les ions hydronium H3O+ arrachent au zinc deux électrons

pour donner une molécule de dihydrogène H2 ; il se forme alors un ion Zn2+ qui

passe en solution. Il s’agit là aussi d’une réaction de transfert d’électrons.

Le zinc métallique donne naissance à des ions Zn2+ : chaque atome de zinc a donccédé deux électrons. Cette transformation peut être représentée par la demi équation:

Zn(sd) � Zn2+ + 2 (2a).

Les ions hydronium H3O+ donnent un dégagement de dihydrogène : chacun d’eux a

gagné un électron selon la demi équation:

2 H3O+ + 2 � H2 (g) + 2 H2O (2b).

Figure. 5a. Réaction entre la solutiondiluée d’acide chlorhydrique et le zinc.

Figure. 5b. Mise en évidence

des ions Zn2+.

–e

–e


10

165

L’équation chimique (2) de la réaction d’oxydoréduction est obtenue en combinant les deux demi équations (2a) et (2b) pour que les électrons transférés n’apparaissent pas:

Zn(sd) � Zn2+ + 2+

2 H3O+ + 2 � H2 (g) + 2 H2O

Zn(sd) + 2 H3O+ � Zn2+ + H2(g) + 2 H2O.

La réaction entre le zinc et l’acide chlorhydrique est une réaction d’oxydoréduction.Le zinc Zn qui cède des électrons est un réducteur.

L’ion hydronium H3O+ qui capte un électron est un oxydant.

III . ACTION D’UN CATION METALLIQUE SUR UN METAL

III.1 Réaction entre une solution contenant l’ion cuivre (II) et le fer

I I I .1 .a Expér ience e t observa t ions

Introduire de la limaille de fer dans un tube muni d’un robinet et dont le fond est garnid’un tampon d’ouate (ou de coton) placé au dessus d’un bécher vide. Ajouter dans letube une solution diluée de sulfate de cuivre (II).En ouvrant le robinet la solution traverse lentement la couche de limaille de fer et onrécupère, dans le bécher, un filtrat presque incolore ; en même temps un dépôt rougede cuivre métallique apparaît sur la limaille de fer (fig.6).Verser quelques millilitres du filtrat dans un tube à essais et ajouter quelques gouttesd’une solution d’hydroxyde de sodium.Il se forme un précipité vert d’hydroxyde de fer (II) Fe(OH)2 qui caractérise la

présence d’ions Fe2+ (fig.7).

Figure 6 Réaction entre les ions Cu2+

et le fer métallique. Figure7 Identification

des ions fer (II).

–e

–e

I I I .1 .b In t e rp ré ta t ion

L’absence de la couleur bleue dans le filtrat prouve la disparition des ions cuivre (II).

Le dépôt de cuivre provient des ions Cu2+ initialement présents dans la solution.Cette transformation n’aurait pas pu se produire s’il n’y avait pas eu un transfert

d’électrons du fer aux ions Cu2+. L’équation chimique de la réaction observée est :

Cu2+ + Fe(sd) � Cu(sd) + Fe2+ (3).

Au cours de cette réaction chaque ion cuivre Cu2+ transformé arrache à un atome defer Fe deux électrons pour donner du cuivre métallique. Cette transformation peut êtrereprésentée par la demi équation:

Cu2+ + 2 e � Cu(sd) (3a).

Le fer métallique Fe donne naissance à des ions Fe2+. Chaque atome de fer a donccédé deux électrons. Cette transformation est traduite par la demi équation:

Fe(sd) � Fe2+ + 2 e (3b).L’équation chimique (3) de la réaction d’oxydoréduction est obtenue en combinant lesdeux demi équations (3a) et (3b) :

Fe(sd) � Fe2+ + 2 e+

Cu2+ + 2e � Cu(sd)

Fe (sd) + Cu2+ � Fe2+ + Cu(sd).

La réaction entre le fer et les ions cuivre Cu2+ est une réaction d’oxydoréduction.Le fer Fe qui cède des électrons est un réducteur.

L’ion cuivre Cu2+ qui capte des électrons est un oxydant.

III.2 Réaction entre une solution contenant l’ion argent (I) et le cuivre

I I I .2 .a Expér ience e t observa t ion

Dans un bêcher contenant une solution de nitrate d’argent 0,1 M environ, plonger unfil de cuivre bien décapé (au papier abrasif) en forme de spirale (fig.8a).

166

a) à l’état initial ;

Figure 8 Réaction du cuivre métallique avec les ions argent.

b) au bout de quelques minutes.

–

–

–

–


167

Au bout de quelques temps, la partie immergée du fil de cuivre se couvre d’un dépôtgris noirâtre d’argent métallique. La solution initialement incolore bleuit

progressivement du fait de la formation d’ions Cu2+ (fig.8b).

I I I .2 .b In t e rp ré ta t ion

L’expérience réalisée précédemment montre que les ions Ag+ ont réagi avec le cuivre

métallique Cu pour donner un dépôt d’argent métallique et des ions Cu2+. L’équationchimique de la réaction est:

2 Ag+ + Cu (sd) � 2 Ag (sd) + Cu2+ (4).

Cette transformation n’aurait pas pu se produire s’il n’y avait pas eu de transfert

d’électrons du cuivre aux ions Ag+.Au cours de cette réaction d’oxydoréduction le cuivre est transformé en ions cuivre

Cu2+ selon la demi équation:

Cu (sd) � Cu2+ + 2 (4a).

Les ions Ag+ sont transformés en argent métallique Ag selon la demi équation:

Ag+ + � Ag (sd) (4b).

Pour retrouver l’équation chimique (4) de la réaction d’oxydoréduction il faut multiplierla demi équation (4b) par deux et l’ajouter à (4a) pour que les électronsn’apparaissent pas :

Cu (sd) � Cu2+ + 2+

2 x (Ag+ + � Ag (sd)

Cu (sd) + 2 Ag+ � Cu2+ + 2 Ag (sd) .

Le cuivre Cu qui cède des électrons est un réducteur. L’ion argent Ag+ qui captentdes électrons est un oxydant.

IV. REACTIONS D’OXYDOREDUCTION. OXYDATION ET REDUCTION

IV.1 Définition d’une réaction d’oxydoréduction

Les expériences décrites dans les paragraphes (II) et (III) nous ont permis de montrerque les réactions chimiques (1), (2), (3) et (4) sont des réactions de transfertd’électrons.

Une réaction d’oxydoréduction ou réaction redox est une réaction chimique mettanten jeu un transfert d’électrons entre ses réactifs.

10

–e

–e

–e

–e

168

Au cours d’une réaction d’oxydoréduction :- le réactif qui cède les électrons est appelé réducteur ;- le réactif qui capte les électrons est appelé oxydant.

Une oxydation est une transformation correspondant à une perte d’électrons.Une réduction est une transformation correspondant à un gain d’électrons.

IV-3 Définition d’une oxydation et d’une réduction

IV-2 Définition d’un oxydant et d’un réducteur

Les ions étain (II) Sn2+ réagissent avec le zinc métallique Zn pour donner un dépôtd’étain Sn métallique et des ions zinc Zn2+.1. Ecrire les deux demi équation représentant les transformations subies par le zinc Zn et les ions étain (II) Sn2+.2. En déduire l’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction.3. Préciser l’entité qui joue le rôle d’oxydant et celle qui joue le rôle de réducteur.4. Préciser l’entité qui subit l’oxydation et celle qui subit la réduction.

Solution1. Au cours de la réaction:

- l’ion étain (II) Sn2+ fixe deux électrons et se transforme en étain métallique Sn. La demi équation est:

Sn2+ + 2 � Sn(sd).

- le zinc métallique Zn donne naissance à des ions zinc Zn2+; chaque atome de zinc cède donc deux électrons. La demi équation est:

Zn(sd) � Zn2+ + 2 .

2. L’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction s’obtient en faisant la somme desdeux demi équations électroniques précédentes de telle manière que les électronstransférés n’apparaissent pas :

Sn2+ + 2 � Sn(sd)+

Zn(sd) � Zn2+ + 2

Sn2+ + Zn(sd) � Sn(sd) + Zn2+.

3. L’ion Sn2+ capte des électrons : c’est un oxydant.Le zinc Zn cède des électrons : c’est un réducteur.4. Le zinc Zn étant le réducteur: c’est l’entité qui subit l’oxydation.

L’ion Sn2+ joue le rôle d’oxydant: c’est l’entité qui subit la réduction.

Enoncé

APPLICATION

–e

–e

–e

–e


169

V. LES COUPLES OXYDANT- REDUCTEUR OU COUPLE REDOX

V.1 Exemples de couples oxydant-réducteur simples

V . 1 . a L e c o u p l e C u2 +/ C u

Les expériences décrites dans le paragraphe III montrent que l’élément cuivreintervient de deux manières différentes.

Dans l’expérience III.1, les ions Cu2+ captent les électrons fournis par le fer; ilssubissent une réduction selon la demi équation:

Réduction

Cu2+ + 2 � Cu(sd).

Dans l’expérience III.2, le cuivre Cu cède des électrons aux ions argent Ag+; le cuivresubit une oxydation selon la demi équation:

Oxydation

Cu(sd) � Cu2+ + 2 .

Suivant les réactifs mis en jeu, on observe l’une ou l’autre des transformationsprécédentes.

Le réducteur Cu et l’oxydant Cu2+ sont liés par la demi équation:

Cu2+ + 2 � Cu(sd).

Les entités Cu2+ et Cu forment un couple oxydant réducteur ou couple redox

qu’on symbolise par Cu2+/Cu (fig.9). Cu2+ est la forme oxydée du couple et Cu estsa forme réduite.

Figure 9. Les deux formes du couple Cu2+/Cu. Le cuivre Cu se présente en

copeaux ou en poudre rouge; les ions Cu2+ colorent en bleu une solution de sulfatede cuivre (II).

–e

–e

–e

10

170

Remarque La demi équation associée au couple rédox Cu2+/Cu est appelée aussi équation formelle.

V.1.b Le couple Fe2+/Fe

L’expérience décrite dans le paragraphe III.1 montre que le métal fer Fe peut céder

des électrons pour donner des ions fer Fe2+. Le fer Fe subit une oxydation selon lademi équation : Oxydation

Fe(sd) � Fe2+ + 2 e .

Dans d’autres expériences on peut avoir la réduction des ions Fe2+ selon la demi équation :Réduction

Fe2+ + 2e � Fe(sd) .

Le réducteur Fe et l’oxydant Fe2+ sont liés par la demi équation ou équation formelle :

Fe2+ + 2e � Fe (sd) .

Les entités Fe2+ et Fe forment le couple redox Fe2+ / Fe.

V.1.c Le couple Zn2+/Zn

Le métal zinc Zn peut céder des électrons pour donner des ions Zn2+. Dans d’autresexpériences les ions Zn2+ peuvent gagner des électrons et se transformer en Znmétal. Zn2+/Zn forme un couple redox pour lequel l’équation formelle est:

Zn2+ + 2e � Zn (sd) .

V.1.d Autres exemples de couple oxydant réducteur simples

Dans le tableau ci-dessous (tableau 2) nous donnons d’autres exemples de couplesredox simples ainsi que les équations formelles correspondantes.

Equation formelle Forme oxydée Forme réduite Couple Ox/Red

Ag+ + � Ag (sd) Ag+ Ag Ag+/Ag

Al3+ + 3 � Al (sd) Al3+ Al Al3+/Al

Fe3+ + � Fe2+ Fe3+ Fe2+ Fe3+/Fe2+

Hg2+ + 2 � Hg Hg2+ Hg Hg2+/Hg

Sn2+ + 2 � Sn (sd) Sn2+ Sn Sn2+/Sn

Cl2 (g) + 2 � 2 Cl- Cl2 Cl- Cl2/Cl-

S2O82- + 2 � 2 SO4

2- S2O82- SO4

2- S2O82-/SO4

2-

Tableau 2. Exemples de couples redox simples.

–

–

–e

–e

–e

–e

–e

–e

–e

–

–


171

En mettant en jeu deux de ces couples redox on obtient une réactiond’oxydoréduction dont l’équation chimique peut être obtenu par la combinaison deséquations formelles correspondant aux deux couples redox.

On considère les entités chimiques suivantes : Fe2+, Al3+, Na+, Fe3+, Sn2+ et Al (sd).1. Donner les symboles des couples redox qu’on peut former avec ces entités.2. Ecrire l’équation formelle associée à chaque couple redox.3. Ecrire l’équation chimique de la réaction d’oxydation de l’aluminium Al par

les ions fer (III) Fe3+ et mettant en jeu les couples redox choisis.

Solution

1. Les couples redox à considérer sont Fe3+ / Fe2+ et Al3+/ Al (sd) car les entités

Fe3+ et Fe2+ correspondent à l’élément fer et les entités Al3+ et Al correspondent àl’élément aluminium.

2. L’équation formelle associée au couple redox Fe3+ / Fe2+ est:

Fe3+ + � Fe2+.

L’équation formelle associée au couple redox Al3+/ Al(sd) est:

Al3+ + 3 � Al(sd).

3. L’équation chimique de la réaction d’oxydoréduction s’obtient en faisant la sommedes deux demi équations précédentes de telle manière que les électrons transférésn’apparaissent pas:

Al(sd) � Al3+ + 3+

3 (Fe3+ + � Fe2+ )

Al(sd) + 3 Fe3+ � Al3+ + 3 Fe2+.

V.2 Exemples de couples oxydant-réducteur complexes

V . 2 . a L e c o u p l e H3 O+ / H2Les expériences décrites dans les paragraphes II.1 et II.2 montrent que les ions

hydronium H3O+ captent des électrons pour donner du dihydrogène H2. Les entités

H3O+ et H2 forment le couple redox H3O+ / H2 pour lequel l’équation formelle est:

2 H3O+ + 2 � H2(g) + 2 H2O.

10

APPLICATION

Enoncé

–e

–e

–e

–e

–e

Cette équation formelle fait intervenir en plus de la forme oxydée H3O+ et de la forme

réduite H2, une autre entité H2O. Le couple H3O+/H2 n’est pas un couple oxydant-

réducteur simple.

V.2.b Le couple MnO4-/Mn2+

Certaines équations formelles sont très faciles à écrire correctement. Dans des casplus difficiles il est recommandé de procéder méthodiquement.L’exemple du couple MnO4

-/Mn2+sera utilisé pour illustrer la méthode à suivre pourécrire correctement l’équation formelle associée à un couple oxydant réducteurcomplexe.

Etapes Recommandations Application

1ère étape

Ecrire l’oxydant à gauche et leréducteur à droite de la double flècheou inverssement.

MnO4- + …. � Mn2+ + ….

2ème étape

Procéder à la conservation desatomes de l’élément commun àl’oxydant et au réducteur autre que Het O (ici le manganèse Mn).

MnO4- + …. � Mn2+ + ….

3ème étape

Respecter la conservation desatomes d’oxygène O en ajoutant desmolécules d’eau.

MnO4- + …. � Mn2+ + 4 H2O

4ème étape

Respecter la conservation desatomes d’hydrogène H en ajoutant

des ions H+.MnO4

- + 8 H+ + …. � Mn2+ + 4 H2O

5ème étape

Respecter la conservation descharges électriques en choisissant lenombre d’électrons.

MnO4- + 8 H+ + 5 e- � Mn2+ + 4 H2O

6ème étape

Remplacer les ions H+ par autant

d’ions H3O+ et ajouter dans l’autre

membre de l’équation formelle autantde molécules d’eau H2O.

MnO4- + 8 H3O+ + 5 e- � Mn2+ + 12 H2O.

Remarques

- Les pointillés signalent que l’équation formelle n’est pas encore complète. - La méthode proposée doit être appliquée strictement dans l’ordre indiqué.

172


V.2 Définition d’un couple oxydant réducteur ou couple redox

A chaque couple redox on associe une équation formelle ou demi équation écriteavec une double flèche.Pour les couples redox simples cette demi équation est de la forme:

a Ox + n � b Red.

Pour les couples redox complexes cette demi équation est de la forme :

a Ox + c H3O+ + n � b Red + d H2O.

Les coefficients a, b, c, d et n sont choisis de manière à respecter le principe deconservation des éléments et des charges électriques.

Un couple oxydant réducteur ou couple redox est constitué de deux entités chimiquesl’une correspondant à la forme oxydée Ox et l’autre à la forme réduite Red d’un mêmeélément chimique. On le note Ox/Réd.

Remarque

L’entité chimique correspondant à la forme oxydée figure en premier lieu dans l’écriture dusymbole d’un couple redox.

Etablir la demi équation associée au couple redox O2/H2O2.

Solution

Appliquons la méthode proposée dans le paragraphe V.2.b pour l’écriture des demiéquations correspondant à un couple redox.

Première étape : O2 + …. � H2O2 + …. ;

Deuxième et troisième étape : O2 + …. � H2O2 + …. ;

Quatrième étape : O2 + 2 H+ + …. � H2O2

Cinquième étape : O2 + 2 H+ + 2 � H2O2 ;

Sixième étape : O2 + 2 H3O+ + 2 � H2O2 + 2 H2O.

Nota: L’élément oxygène commun aux entités O2 et H2O2 est déjà ajusté, c’est pour

cette raison que la deuxième et la troisième étape sont identiques.

173

10

APPLICATION

Enoncé

–e

–e

–e

–e

174

VI. ECRITURE D’UNE EQUATION D’OXYDO-REDUCTION

Pour écrire correctement une équation d’oxydoréduction il faut :- identifier les réactifs ;- établir les deux demi équations d’oxydoréduction associées à chaque couple redox

mis en jeu ;- combiner les deux demi équations de façon telle que les électrons n’apparaissent pasdans l’équation d’oxydoréduction.

Exemple

La réaction d’oxydoréduction entre les ions permanganate MnO4- et les ions chlorure Cl- en

milieu acide met en jeu les couples redox MnO4-/Mn2+ et Cl2(g) / Cl-. Elle est utilisée pour la

préparation du dichlore au laboratoire.Pour écrire l’équation chimique d’oxydoréduction on dispose les deux équations formelles desdeux couples redox l’une au dessus de l’autre pour qu’on puisse les additionner membre à

membre. L’équation formelle du couple Cl2(g) /Cl- est multipliée par cinq et celle du couple

MnO4-/Mn2+ est multipliée par deux. Leur addition permet d’éliminer les électrons par

simplification.2 x (MnO4

- + 8 H3O+ + 5 � Mn2+ + 12 H2O)+

5 x (2 Cl- � Cl2(g) + 2 )

2 MnO4- + 10 Cl- + 16 H3O+ � 2 Mn2+ + 5 Cl2(g) + 24 H2O.

La transformation des ions fer (II) Fe2+ en fer (III) Fe3+ peut être réalisée au

laboratoire en faisant réagir une solution de sulfate de fer (II) FeSO4 sur une

solution de bichromate de potassium K2Cr2O7 en milieu acide. Les couples redox

mis en jeu par cette réaction sont : Cr2O72-/Cr3+ et Fe3+ /Fe2+.

1. Etablir l’équation formelle associée au couple Cr2O72-/Cr3+.

2. Ecrire l’équation formelle associée au couple Fe3+ /Fe2+.

3. Etablir l’équation chimique de la réaction d’oxydo réduction qui se produit entre

l’ion bichromate Cr2O72- et l’ion fer (II) Fe2+.

Solution1. Appliquons la méthode exposée au paragraphe V-2-b pour retrouver la demi

équation associée au couple redox Cr2O72-/Cr3+.

APPLICATION

Enoncé

–e

–e


175

Etapes Recommandations Application

1ère étape

Ecrire l’oxydant à gauche et leréducteur à droite de la double flècheou inverssement.

Cr2O72- + …. � Cr3+ + ….

2ème étape

Procéder à la conservation desatomes de l’élément commun àl’oxydant et au réducteur autre que Het O (ici le chrome Cr).

Cr2O72- + …. � 2 Cr3+ + ….

3ème étape

Respecter la conservation desatomes d’oxygène O en ajoutant desmolécules d’eau.

Cr2O72- + …. � 2 Cr3+ + 7 H2O

4ème étape

Respecter la conservation desatomes d’hydrogène H en ajoutant

des ions H+.Cr2O7

2- + 14 H+ + …. � 2 Cr3+ + 7 H2O

5ème étape

Respecter la conservation descharges électriques en choisissant lenombre d’électrons. Cr2O7

2- + 14 H+ + 6 � 2 Cr3+ + 7 H2O

6ème étape

Remplacer les ions H+ par autant

d’ions H3O+ et ajouter dans l’autre

membre de l’équation formelle autantde molécules d’eau H2O.

Cr2O72- + 14 H3O+ + 6 � 2 Cr3+ + 21 H2O.

L’équation formelle associée au couple Cr2O72-/Cr3+ est :

Cr2O72- + 14 H3O+ + 6 � 2 Cr3+ + 21 H2O.

2. L’équation formelle associée au couple Fe3+ /Fe2+est:

Fe3+ + � Fe2+.

3. L'équation bilan de la réaction d'oxydoréduction ne doit pas comporter d'électrons. Il faut,pour cela, multiplier les coefficients stoechiométriques de l’équation formelle du couple

Fe3+/Fe2+ par six avant de l’additionner à celle du couple Cr2O72-/Cr3+ :

Cr2O72- + 14 H3O+ + 6 � 2 Cr3+ + 21 H2O

+6 x (Fe2+ � Fe3+ + )

Cr2O72- + 6 Fe2+ + 14 H3O+ � 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 21 H2O.

–e

–e

–e

–e

–e

–e

10

176

VII. ANALOGIE ENTRE UNE RECTION REDOX ET UNE REACTION

ACIDE BASE

RéactionParticule

transféréeDonneur de

particuleCapteur departicule

Demi-équationassociée

Acide baseL’ion

hydrogène

H+Acide AH Base A- AH � H+ + A-

Oxydoréduction L’électron e- Réducteur Red Oxydant OX Red � ne- + Ox

L’eau oxygénée vendue en pharmacie est une solution aqueuse de peroxyde de

dihydrogène H2O2 ; elle est utilisée pour le nettoyage des plaies et dans la teinture

des cheveux.

Le peroxyde de dihydrogène intervient dans les deux couples redox H2O2/H2O et

O2/H2O2.

1. Ecrire les demi équations d’oxydoréduction correspondant à chaque couple redox.

Identifier pour chaque couple redox l’oxydant et le réducteur.

2. Ecrire l’équation chimique de la réaction d’oxydoréduction qui conduit à la formation du

dioxygène gaz et de l’eau.

3. L’étiquette d’un flacon contenant de l’eau oxygénée vendue en pharmacie indique

qu’il s’agit d’une eau oxygénée à 10 volumes c’est-à-dire que la décomposition de

la quantité de peroxyde d’hydrogène contenue dans un litre d’eau oxygénée en

eau et en dioxygène libère 10 L de dioxygène gaz dans les conditions où le

volume molaire Vm des gaz est égal à 22,4 L.mol-1.

a) Déterminer la quantité de dioxygène O2 libérée par la décomposition d’un litre

d’eau oxygénée H2O2.

b) En déduire la quantité de H2O2 présente dans l’eau oxygénée vendue en

pharmacie.

c) Calculer la concentration molaire de H2O2.

4. Vérifier que le pourcentage massique de la solution d’eau oxygénée est égal à

3%. Le pourcentage massique est défini par le quotient de la masse de H2O2par la masse d’eau oxygénée.

Données : H = 1 g.mol-1 ; O = 16 g.mol-1. Masse volumique de l’eau oxygénée : ρ = 1,01g.cm-3.

EXERCICE RESOLU

Les réactions acido-basiques et les réactions d’oxydoréduction présentent plusieursanalogies que nous allons essayer de mettre en évidence dans le tableau suivant :


177


Solution

- Une demi équation doit respecter leprincipe de conservation des éléments etdes charges électriques.

- Les électrons ne figurent pas dansl’équation bilan d’une réactiond’oxydoréduction.

1. Considérons le couple redox H2O2/H2O. La demi

équation associée à ce couple redox est :

H2O2 + 2 H3O+ + 2 � 4 H2O.

H2O2 joue le rôle d’oxydant et H2O joue le rôle

de réducteur.

Considérons le couple redox O2/H2O2. La demi

équation associée à ce couple redox est :

H2O2 + 2 H2O � O2 + 2 H3O + + 2 .

O2 joue le rôle d’oxydant et H2O2 joue le rôle de

réducteur.

2. L’équation de la réaction d’oxydoréduction est

obtenue en faisant la somme des deux demi équations

précédentes de telle sorte que les électrons

disparaissent par simplification :

H2O2 + 2 H3O+ + 2 � 4 H2O

+

H2O2 + 2 H2O � O2 + 2 H3O+ + 2

2 H2O2 � 2 H2O + O2.

3.

a) Soit la quantité de dioxygène formée :

= = = 0,446 mol.

b) Soit la quantité de peroxyde de dihydrogène

présente dans l’eau oxygénée. D’après l’équation de

la réaction d’oxydoréduction on a :

= 2 = 2 x 0,446 = 0,892 mol.

c) [H2O2] = = = 0,892 mol.L-1.

m

O

V

V2

)OH( 22n

2On

V

n )OH( 22

1892,0

4,22

10

2On

)OH( 22n

2On

–e

–e

–e

–e

10


Solution

4. Cherchons la masse m de peroxyde de dihydrogène

contenue dans l’eau oxygénée :

= x .

= 0,892 x 34 = 30,35 g.

Soit m’ la masse d’un litre d’eau oxygénée

m’ = ρ x V = 1,01 x 1000 = 1010 g.

Le pourcentage en masse de l’eau oxygéné est :

%(massique) = x 100

%(massique) = x 100 = 3%

)OH( 22m )OH( 22

n )OH( 22M

)OH( 22m

'

)OH(

m

m22

101035,30

178

♦Toute réaction chimique mettant en jeu un transfert d’électrons entre ses réactifs

est une réaction d’oxydoréduction.

♦ Une oxydation est une transformation correspondant à une perte d’électrons.

♦ Une réduction est une transformation correspondant à un gain d’électrons.

♦ Un oxydant est une entité chimique qui peut capter des électrons.

♦ Un réducteur est une entité chimique qui peut céder des électrons.

♦ Un couple oxydant-réducteur ou couple redox est constitué d’une forme oxydée

Ox et d’une forme réduite Red d’un même élément chimique.

♦ Une réaction d’oxydoréduction met en jeu deux couples redox Ox1/Réd1 et

Ox2/Réd2. L’équation de cette réaction est obtenue par la somme des équations

formelles associées aux deux couples redox affectées de coefficients tels que

les électrons n’apparaissent pas.


Adresses de sites internet conseillés a)http://www.univ-pau.fr/darrigan/chimie amusante/exp06b) http://www.ulb.ac.be/sciences/cudec/or.htmlc) http://www.chimix.net/ifrance/patate/redox42.htmd) http://menndeleiev.cyberscol.qc.ca/chimisterie2001-2002/fontainet.htmle) http://nguyenp.club.fr/oxyd/oxy.htm


179

Verifier ses acquis

1. Une ……………correspond à une perte d’électrons.2. Une …………correspond à un gain d’électrons.3. L’entité chimique qui capte des électrons joue le rôle d’………dans une réaction

d’oxydoréduction.4. Deux entités notées Red et Ox d’un même élèment constituent un……..…….

symbolisé par……..5. L’équation chimique d’une réaction redox peut être obtenue par la somme de …………….


1. Lorsqu’on plonge une plaque de zinc dans une solution de sulfate de cuivre (Cu2+, SO4

2-), on observe un dépôt rouge de cuivre. L’équation de la réaction observéequi a lieu est :

a) Zn2+ + Cu (sd) � Zn (sd) + Cu2+;

b) Zn2+ + Cu2+ � Zn (sd) + Cu (sd);

c) Zn (sd) + Cu2+ � Zn2+ + Cu (sd).2. Une réaction d’oxydoréduction est une réaction où il y a un transfert:

a) d’ions hydrogène H+;b) d’électrons ;c) de neutrons.

3. Au cours de l’attaque du Fer Fe par une solution d’acide chlorhydrique, l’ion H3O+ joue le rôle d’un: a) réducteur ;b) oxydant.

4. Au cours de la réaction d’oxydo réduction Cu2+ + Ni(sd) � Ni2+ + Cu(sd),l’entité réduite est :

a) Cu2+;b) Ni;c) Cu.



1. Les ions hydronium H3O+ jouent le rôle d’un réducteur au cours de l’attaque du zinc par une solution d’acide chlorhydrique.

2. Une réaction d’oxydoréduction a lieu entre l’oxydant et le réducteur d’un même couple redox.

3. Les métaux sont des oxydants.4. Au cours d’une réaction d’oxydoréduction le réducteur est réduit et l’oxydant est

oxydé.


10EXERCICES D’EVALUATION

Exercice 1

A Ecrire les équations formelles des couples redox suivants:Sn2+/Sn; Al3+/Al; I2/I- et S4O6

2- / S2O32-.

Exercice 2

Reproduire et compléter le tableau suivant.

Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont :H = 1, O = 16, Fe = 56, Cu = 63,5, Zn = 65,4 et Ag = 108.


Réactifs Couples oxydant/réducteurEquation de la réaction

d’oxydoréduction

Zn et Sn2+ Sn2+/Sn et Zn2+/Zn

2 Al + 3 Cu2+ � 2 Al3+ + 3 Cu

S2O32- et I2 S4O6

2-/S2O32- et I2/I-

2 Au3+ + 3 Cu � 2 Au + 3 Cu2+

Exercice 3

On considère les couples d’entités suivants: (Cu, Cu2+); (Fe2+, Fe3+); (Ag, Cu2+ );(H2, H3O+) et (Fe2+, F-).1. Donner les couples d’entité qui peuvent former un couple redox.2. Préciser la forme oxydée et la forme réduite pour chaque couple identifié et écrire le

symbole correspondant.3. Etablir l’équation formelle associée à chaque couple redox.

Exercice 4

On plonge une lame de zinc Zn dans une solution bleue contenant des ions cuivre (II)Cu2+. Quelques minutes après on observe un dépôt rougeâtre sur la lame de zinc.1. Préciser la nature de ce dépôt.2. Ecrire les demi équations électroniques représentant les transformations subies par

l’ion Cu2+ et le zinc Zn.3. Ecrire l’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction.4. Préciser l’oxydant et le réducteur qui interviennent dans cette réaction.

180


Exercice 5

On donne les équations chimiques des réactions suivantes :

2 Al (sd) + 3 Zn2+ � 2 Al3+ + 3 Zn (sd);

Cu2+ + Pb(sd) � Cu(sd) + Pb2+.1. Préciser pour chaque réaction l’oxydant et le réducteur mis en jeu.2. Montrer que chaque équation d’oxydo réduction peut être considérée comme lasomme de deux demi équations que l’on précisera.

Exercice 6

Etablir l’équation de la demi réaction correspondant aux couples redox suivants: ClO-/ Cl2 et NO3

-/ NH4+ .


Exercice 7

On introduit un morceau de zinc impur de masse m = 5 g dans un bêcher contenant unvolume V = 200 mL d’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique de concentrationmolaire égale à 1 mol.L-1. A la fin de la réaction il reste 0,05 mol d’ions hydrogène dansla solution.1. Ecrire l’équation chimique de la réaction qui a lieu.2. Déterminer :

a) la quantité d’ions hydrogène H3O+ utilisée initialement ;b) la quantité d’ions hydrogène qui a réagi ;c) la masse de zinc attaqué.

3. Calculer le pourcentage massique de zinc dans le morceau de zinc impur.

Exercice 8

Dans 100 mL d’une solution aqueuse de sulfate de Cuivre (Cu2+ + SO ) de concentration molaire C = 0,1 mol.L-1, on introduit 0,56 g de Fer. Après un certaintemps, on observe un dépôt de cuivre et la solution devient verte.1. Ecrire l’équation de la réaction d’oxydoréduction qui a lieu.2. Indiquer le réactif qui est en défaut.3. Calculer la masse du dépôt formé.

Exercice 9

On introduit 1 g de grenaille de Zinc dans un bêcher contenant un volume V = 200 mLd’une solution aqueuse de nitrate d’argent (Ag+ + NO3

- ) de concentration molaireinitiale C0 égale à 0,5 mol.L-1. On constate que le Zinc se recouvre d’argent.1. Ecrire l’équation de la réaction d’oxydoréduction qui a lieu.2. Indiquer le réducteur et l’oxydant mis en jeu au cours de cette réaction.3. Indiquer le réactif qui est en défaut.4. Une fois la réaction est terminée, calculer :

a) la masse d’argent déposée ;b) les concentrations molaires des ions Ag+ et des ions Zn2+.

181

10

2-

4

Ag+ + Br- � Ag(sd) + Br (a).

Les atomes de brome se dispersent dans la gélatine. Les atomes d'argentmétallique ne sont pas visibles à l'oeil nu, ils constituent l'image latente. Pour larendre visible, il faut procéder au développement (pour obtenir le négatif) quicomporte deux étapes : la révélation et le fixage.

Action du révélateurLe révélateur permet de multi-plier par un facteur d'environ 109 le nombre d'atomesd'argent. Ceux-ci se forment d'abord autour des germes de l'image latente selon lademi équation électronique:

AgBr(sd) + e- � Ag(sd) + Br- (b).

Action du fixateurAprès lavage, le fixateur permet de stabiliser l'image. Il dissout les cristaux debromure d'argent qui n'ont pas été transformés. Le constituant essentiel durévélateur est le thiosulfate de sodium Na2S203 qui réagit selon l'équation bilan :

AgBr(sd) + 2 S2O32- � Ag(S2O3)2

3- + Br- (c).

La photographie

Prise de vueUn film photographique est constitué d'un support cellulosique

transparent sur lequel on a déposé des microcristaux de bromure

d'argent (AgBr) noyés dans de la gélatine. Ces cristaux sont

constitués d'ions Ag+ et Br- (voir photo ci-contre).

Lors de la prise de vue, certains microcristaux absorbent de

l'énergie lumineuse ce qui conduit à la formation d'un très petit

nombre d'atomes d'argent métallique selon l'équation bilan :

182


La photographie comporte plusieurs opérations illustrées par les figures 10, 11 et 12.


Figure10 Négatif Figure 12. Photographie finaleFigure 11. Action du révélateur

Questions

1. Dire si la réaction (a) est une réaction d'oxydoréduction. 2. Préciser le rôle joué par le révélateur. Pourquoi faut-il soustraire rapidement le film à

l'action du révélateur ?3. Peut-on considérer la réaction (c) comme une réaction d'oxydoréduction ?

Pourquoi l'image de l’objet photographié apparaît-elle en négatif sur le film ?

L’or est un métal de symbole Au. Au-delà de sa valeur précieuse, l’or est un métalnoble possédant certaines spécificités par rapport aux autres métaux. En effetl’oxydation par l’air ambiant ou contaminé par des sulfures peut ternir l’argent, lecuivre et le nickel mais pas l’or. Les acides attaquent plusieurs métaux tel que lezinc, l’aluminium, le plomb mais pas l’or.Dans ce document nous allons essayer de présenter la procédure d’extraction del’or de ses minerais et de présenter quelques alliages à base d’or utilisés pour lafabrication des bijoux en or.

L’or

183

10

DOCUMENT

COMMENT EXTRAIRE L’OR D’UN MINERAI?

L’or est présent dans les minerais à l’état dispersé sous forme métallique Au (sd). Leprocédé le plus utilisé pour son extraction est basé sur la réaction de cyanuration. Dans une première étape, le minerai broyé est traité par le dioxygène en présenced’une solution aqueuse de cyanure de potassium KCN. Au cours de cette réaction l’orest transformé en ion Au3+ par le dioxygène O2 : il s’agit d’une réactiond’oxydoréduction où O2 joue le rôle d’oxydant et Au joue le rôle de réducteur. Les ionsAu3+ sont ensuite complexés par les ions cyanure CN- pour former le complexe[Au(CN)4]- qui reste à l’état dissous dans la solution. L’équation chimique de la réactionest :

4 Au(sd) + 16 CN- + 3 O2 + 6 H2O � 4 [Au(CN)4]- + 12 OH-.

Dans une deuxième étape, de la poudre de zinc est ajoutée à la solution précédenteafin de réduire les ions Au3+ complexés. L’or Au se dépose alors sur les grains de zincsous forme métallique. Il s’agit là aussi d’une réaction d’oxydoréduction faisantintervenir les couples redox Zn2+/Zn et Au3+/Au dont l’équation chimique est:

3 Zn(sd) + 2 Au3+ � 3 Zn2+ + 2 Au(sd).

Dans la dernière étape, la poudre de zinc recouverte du dépôt d’or est traitée par unesolution aqueuse d’acide sulfurique H2SO4 pour transformer le zinc métallique en ionzinc Zn2+ en vue d’isoler les particules d’or par filtration. Au cours de l’attaque acide, laréaction d’oxydoréduction qui se produit est :

Zn(sd) + 2 H3O+ � Zn2+ + H2(g) + 2 H2O.

LES BIJOUX EN OR

Les bijoux en or ne sont pas fabriqués par de l’or pur mais par des alliages à base d’or.C’est pour cela que les bijoux en or présentent des couleurs différentes. On trouve ainsiles bijoux de couleur jaune, blanche, rouge, etc. Ainsi l’or jaune est fabriqué à partir d’un alliage contenant de l’or Au, du cuivre Cu et del’argent Ag dans des proportions variables. L’alliage utilisé pour l’élaboration de l’orblanc est à base d’or Au, de cuivre Cu et de nickel Ni. L’or rouge est élaboré à partir del’alliage or cuivre.

Un bijoux en or.

184


Chapitre 11

Prérequis

Objectifs

L´élève sera capable de :- établir une classification électrochimique des métaux par rapport

au dihydrogène.- utiliser la classification électrochimique pour prévoir l’action

d’un ion métallique ou d’un acide sur un métal.

-Définitions des termes : oxydant, réducteur, réactiond’oxydoréduction.

-Notion de couple rédox.-Ecriture de l’équation bilan d’une réaction

d’oxydoréduction.

En introduisant une lame de cuivre dans une solution aqueuse de sulfate de fer (II)ou une lame de fer dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre (II) CuSO4, on

constate que seule la solution de CuSO4 change de couleur. Pourquoi ?

CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUXPAR RAPPORT AU DIHYDROGENE

Lame de cuivre dans une solutionaqueuse de sulfate de fer II

Lame de fer dans une solution aqueusede sulfate de cuivre II

185

CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUEDES METAUX PAR RAPPORT AU DIHYDROGENE

I. CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX

A. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux fer et cuivre

A.1. Réaction entre le fer Fe et une solution contenant des ions Cu2+

L’expérience décrite dans le paragraphe III-1 du chapitre précédent nous a permis demontrer (fig.1) que le métal fer, plongé dans une solution de sulfate de cuivre (II)CuSO4, se recouvre de cuivre métallique Cu et qu’il se forme des ions fer Fe2+.

Figure 2. Le cuivre métallique ne réagit pas avec les ions fer (II).

Figure 1. Action du fer Fe sur les ions Cu2+ :a) à l’état initial b) Au bout d’un certain temps.

A.2. Réaction inverse entre le cuivre Cu et une solution contenant des ions Fe2+

Dans les mêmes conditions, une lame de cuivre Cu immergée très longtemps dansune solution de sulfate de fer (II) FeSO4 ne se recouvre pas de fer métallique (fig.2).

L’équation chimique de la réaction observée est :

Cu2+ + Fe(sd) � Cu(sd) + Fe2+ .

186

C h a p i t r e 1 1 : C l a s s i f i c a t i o n é l é c t r o c h i m i q u e

a) b)

187

11D’après ces deux expériences on peut conclure que:

- Le fer Fe réduit les ions Cu2+ alors que le cuivre Cu ne peut pas réduire les ions Fe2+.

- Le fer a une tendance plus grande que le cuivre à passer de l’état métalliqueà l’état cationique : le fer est plus réducteur que le cuivre (fig.3).

B. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux cuivre et argent

B.1 Réaction entre le cuivre Cu et une solution contenant des ions argent Ag+

L’expérience décrite dans le paragraphe III-2 du chapitre précédent nous a permis demontrer (fig. 4) que le cuivre métallique réagit avec une solution contenant des ionsargent Ag+, on obtient de l’argent métallique Ag et des ions cuivre Cu2+.

Figure 4. Action du cuivre Cu sur les ions Ag+ :a) à l’état initial b) Au bout d’un certain temps.

B.2 Réaction inverse entre l’argent Ag et une solution contenant des ions Cu2+

L’équation chimique de la réaction observée est :

2 Ag+ + Cu(sd) � 2 Ag(sd) + Cu2+.

Dans les mêmes conditions, un fil d’argent Ag immergé longtemps dans une solutionde sulfate cuivre (II) CuSO4 ne se recouvre pas de cuivre métallique (fig.5). On dit

que l’argent ne peut pas déplacer le cuivre de ses sels.

187

Pouvoir réducteur décroissant

Figure 3. Comparaison du pouvoirréducteur des métaux cuivre et fer.

Fe Cu

a) b)

Figure 5. L’argent métallique ne réagit pas avec les ions cuivre (II).

D’après ces deux expériences nous en déduisons que :- Le cuivre Cu réduit les ions argent Ag+ alors que l’argent Ag ne peut pas

réduire les ions Cu2+.- Le cuivre a une tendance plus grande que l’argent à passer de l’état métallique

à l’état cationique : le cuivre est plus réducteur que l’argent (fig.6).

C. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux fer et argent

C.1 Réaction entre le fer Fe et une solution contenant des ions argent Ag+

C.1 .a Expé r i ence e t obse rva t ion

Dans un bécher contenant une solution de nitrate d’argent de concentration 0,1 mol.L-1

environ, plonger une lame de fer préalablement décapée au papier émeri.Au bout de quelques temps, la partie immergée de la plaque de fer se couvre d’undépôt gris noirâtre d’argent métallique (fig.7). La solution initialement incolore devientjaune verdâtre par suite de la formation des ions Fe2+.


Figure 6. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux cuivre et Argent.

Cu Ag

Figure 7. Réaction du fer métallique avec les ions argent.

188


189

11


Figure 8. Comparaison du pouvoirréducteur des métaux fer et Argent.

Fe Ag


Figure 9. Comparaison du pouvoir réducteurdes métaux fer, cuivre et Argent.

Fe Cu Ag

C . 1 . b I n t e r p r é t a t i o n e t c o n c l u s i o n

L’expérience réalisée précédemment montre que les ions Ag+ ont réagi avec le fermétallique Fe pour donner un dépôt d’argent métallique et des ions Fe2+. L’équationchimique de la réaction est:

2 Ag+ + Fe(sd) � 2 Ag (sd) + Fe2+.L’expérience inverse qui consiste à plonger un fil d’argent dans une solutioncontenant des ions Fe2+ ne donne aucun changement observable.Nous en déduisons que :

- Le fer Fe réduit les ions argent Ag+ alors que l’argent Ag ne peut pas réduireles ions Fe2+.

- Le fer a une tendance plus grande que l’argent à passer de l’état métalliqueà l’état cationique : le fer est plus réducteur que l’argent (fig.8).

C.1 .c Conc lus ion

En considérant seulement les métaux Cu, Fe et Ag on peut noter que :- le fer Fe est plus réducteur que le cuivre Cu ;- le cuivre Cu est plus réducteur que l’argent Ag ;- le fer Fe est plus réducteur que l’argent Ag.

Nous pouvons alors classer les trois métaux cuivre Cu, fer Fe et argent Ag selon leurpouvoir réducteur décroissant (fig.9).

C.1 .e Généra l i sa t ion

Des expériences similaires aux expériences précédentes permettent de classerd’autres métaux selon leur pouvoir réducteur décroissant. Ainsi d’une manière semblable on pourrait observer qu’une lame d’aluminium Alimmergée dans une solution de sulfate de zinc se recouvre d’un dépôt gris de zinc.La réaction observée est :

2 Al(sd) + 3 Zn2+ � 2 Al3+ + 3 Zn(sd)

189189

190

De même une lame de Zinc Zn immergée dans une solution de sulfate de Fer (II) serecouvre d’un dépôt noirâtre de fer. La réaction observée est :

Zn(sd) + Fe2+� Zn2+ + Fe(sd).Les expériences inverses (une lame de zinc immergée dans une solution contenantdes ions Al3+ ; une lame de fer en contact avec une solution contenant des ionsZn2+) ne donnent pas de changement observable.On peut donc conclure que :

- l’aluminium Al est plus réducteur que le zinc Zn ;- le zinc est plus réducteur que le fer Fe.

L’ensemble de ces résultats permet de faire une classification électrochimique de cesmétaux et d’autre suivant leur pouvoir réducteur décroissant (fig. 10):


Figure 10. Comparaison du pouvoir réducteurde quelques métaux.

Al Zn Fe Pb Cu Ag

I I . REACTION ENTRE LES SOLUTIONS AQUEUSES D’ACIDES A ANION NON OXYDANT ET LES METAUX

II.1 Réaction du fer Fe avec une solution contenant des ions H3O+

L’expérience décrite au paragraphe II.1 du chapitre X et se rapportant à la réactiondu fer Fe avec une solution diluée d’acide sulfurique nous a permis de montrer queles ions hydronium H3O+ réagissent avec le fer métallique pour donner dudihydrogène gaz et des ions Fe2+.L’équation chimique de la réaction observée est :

Fe(sd) + 2 H3O+ � Fe2+ + H2(g) + 2 H2O.Nous en déduisons que :

- Le fer Fe réduit les ions hydronium H3O+. On dit que le fer est plus réducteurque le dihydrogène c’est-à-dire que sa tendance à passer de l’état de corps simple à l’état d’ions positifs est plus grande que celle de l’hydrogène.

- Sur l’axe représentant les métaux selon leur pouvoir réducteur décroissant, onplacera l’hydrogène à droite du fer.

II.2. Réaction du plomb Pb avec une solution contenant des ions H3O+

I I .2 . a Expér ience e t obse rva t ion

Introduire un petit morceau de plomb dans un tube à essais, puis à l’aide d’unepipette munie d’une propipette verser avec précaution 2 mL d’une solution aqueused’acide chlorhydrique 0,1 M.Du dihydrogène se dégage et il se forme des ions plomb Pb2+.


191

11

191


Métaux non attaqués par lesacides à anion non oxydant.

Métaux attaqués par lesacides à anion non oxydant.

Figure 11. Comparaison du pouvoir réducteurde quelques métaux par rapport à l’hydrogène.

Al Zn Fe Pb H2 Cu Ag

I I . 2 .b I n t e rp ré t a t i on

Il s’agit là aussi d’une réaction d’oxydoréduction dont l’équation chimique est:Pb(sd) + 2 H3O+ � Pb2+ + H2(g) + 2 H2O.

Nous en déduisons que :

- Le plomb Pb réduit les ions hydronium H3O+. On dit que le plomb Pb est plus réducteur que le dihydrogène c’est-à-dire que sa tendance à passer de l’état de corps simple à l’état d’ions positifs est plus grande que celle de l’hydrogène.

- Sur l’axe représentant les métaux selon leur pouvoir réducteur décroissant, on placera l’hydrogène à droite du plomb.

II.3. Réaction du cuivre Cu avec une solution diluée d’acide chlorhydrique

Introduire une tournure de cuivre dans un tube à essais, puis à l’aide d’une pipettemunie d’une propipette verser 2 mL de la solution d’acide chlorhydrique 0,1 M.Aucun dégagement n’apparaît même si on chauffe légèrement le tube à essais. Lecuivre ne réagit pas avec les ions hydronium.Nous en déduisons que:

- le cuivre Cu ne réduit pas les ions hydronium H3O+. On dit que le cuivre Cu est moins réducteur que le dihydrogène c’est-à-dire que sa tendance à passerde l’état de corps simple à l’état d’ions positifs est plus faible que celle de l’hydrogène.

- Sur l’axe représentant les métaux selon leur pouvoir réducteur décroissant, on placera l’hydrogène à gauche du cuivre.

I I .3 .c Conclus ion

D’après les expériences précédentes on peut noter que :- le fer est plus réducteur que le dihydrogène;- le plomb Pb est plus réducteur que le dihydrogène;- le dihydrogène est plus réducteur que le cuivre.

En conséquence on placera dans la classification reproduite par la figure 10l’hydrogène à droite du fer Fe et à gauche du cuivre Cu (fig.11).

III. CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DE QUELQUES ELEMENTS USUELS

La réalisation d’autres expériences du même type que celles décrites dans lesparagraphes précédents nous permet de compléter la classification électrochimiqueprécédente de la manière suivante (fig. 12) :


Figure 12. Comparaison du pouvoir réducteurdes métaux usuels par rapport à l’hydrogène.

Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Ni Pb H2 Cu Ag Hg

Remarque Certaines réactions possibles spontanément ne se produisent pas à cause duphénomène de passivation du métal due à l’existence d’une couche protectriced’oxyde sur la surface du métal.

IV. UTILISATION DE LA CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX

IV.1 Prévision de la réaction entre un métal et un cation métallique

La classification électrochimique des métaux permet de prévoir la réaction possibleentre un métal et un cation métallique d’un autre métal. Ainsi chaque métal pris dansla classification précédente peut réduire l’ion d’un métal situé après lui dans cetteclassification. Par exemple le fer est capable de réduire les cations métalliques Pb2+,Cu2+, Ag+, etc.

En utilisant la classification électrochimique (fig.12), prévoir ce qui se passelorsqu’on introduit une plaque de zinc dans:

a) une solution de sulfate de cuivre (II) CuSO4 ;b) une solution de sulfate d’aluminium Al2(SO4)3.

Solutiona) D’après sa place dans la classification électrochimique le zinc peut réduire lesions Cu2+ à l’état de cuivre métallique et s’oxyde en ion Zn2+. On devrait observerun dépôt de cuivre sur la lame de zinc et une décoloration progressive de la solutionde sulfate de cuivre (II).


APPLICATION

Enoncé

192

En utilisant la classification électrochimique (fig.12) prévoir ce qui se passelorsqu’on introduit dans une solution diluée d’acide chlorhydrique :

a) de la poudre d’aluminium;b) de la poudre d’argent.

Solution

a) D’après sa place dans la classification électrochimique l’aluminium Al peut

réduire les ions hydronium H3O+. On peut alors obtenir du dihydrogène gaz et des

ions Al3+.

Les équations formelles associées aux deux couples redox Al 3+ /Al, H3O+ /H2 et

l’équation chimique de la réaction d’oxydoréduction sont :

2 (Al(sd) � Al 3+ + 3 )+

3 (2 H3O+ + 2 � H2 (g) + 2 H2O)

2 Al(sd) + 6 H3O+ � 2 Al3+ + 3 H2(g) + 6 H2O.

b) D’après sa place dans la classification électrochimique l’argent Ag n’est pascapable de réduire les ions hydronium H3O+. Il ne se produit aucune réaction.

Les équations formelles associées aux deux couples redox Zn2+/Zn, Cu2+ /Cu etl’équation chimique de la réaction d’oxydoréduction sont :

Zn(sd) � Zn2+ + 2+

Cu2+ + 2 � Cu(sd)

Zn(sd) + Cu2+ � Zn2+ + Cu(sd).

b) D’après sa place dans la classification électrochimique le zinc ne peut pas

réduire les ions Al3+. Le zinc ne réagit pas sur les ions aluminium Al3+.

IV.2 Prévision de la réaction entre une solution aqueuse d’un acide et un métal

D’après la classification électrochimique précédente (fig.12) les métaux quiréagissent avec les solutions aqueuses d’acides à anion non oxydant tels que l’acidechlorhydrique HCl ou l’acide sulfurique H2SO4 sont ceux pour lesquels le métal estplus réducteur que l’hydrogène. Ainsi les ions H3O+ peuvent réagir avec les métaux Pb, Fe, Zn, etc. en provoquantun dégagement de dihydrogène.

APPLICATION

Enoncé

193

–e

–e

–e

–e

11

194

Une poudre métallique finement broyée de masse m = 16,5 g contient du zinc, ducuivre et de l’aluminium de masses respectives m1, m2 et m3.Cette poudre est attaquée par un excès d’une solution d’acide chlorhydrique. Aprèsréaction il reste un résidu solide de masse égale à 3,5 g et le gaz dégagé occupe unvolume V = 11,2 L dans les conditions de l’expérience. 1. Utiliser la classification électrochimique de la figure 12 pour identifier le résidu etles métaux qui passent en solution et leur cation correspondant.2. Ecrire les équations bilans des réactions redox qui ont eu lieu.3. Calculer les masses m1, m2 et m3.4. En déduire la composition massique centésimale de la poudre métallique.

Données:

- Les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont Al = 27 et Zn = 65,4.

- Le volume molaire des gaz est égal à 22,4 L.mol-1.


Solution

- Exploiter la classification électrochimique

des métaux pour prévoir quelle réaction se

produit..

- La réaction de l’acide chlorhydrique avec

un métal plus réducteur que le dihydrogène

donne du dihydrogène et le cation

métallique correspondant au métal.

1. D’après la classification de la figure 12:

- le métal Cu est moins réducteur que l’hydrogène

donc il ne réagit pas avec les ions H3O+ ;

- les métaux Zn et Al sont plus réducteurs que

l’hydrogène donc ils réagissent avec H3O+ avec

dégagement de dihydrogène H2 et passent totalement

en solution sous forme d’ions Zn2+ et d’ions Al3+ car

la solution acide est prise en excès. Le résidu est du

cuivre métallique.

En réagissant avec les ions H3O+ le zinc Zn se

transforme en Zn2+ et l’aluminium Al se transforme en

Al3+.

2. L’équation bilan de la réaction de Zn avec H3O+ est :

Zn(sd) + 2 H3O+ � Zn2+ + H2 (g) + 2 H2O (1).

L’équation bilan de la réaction de Al avec H3O+ est:

2 Al (sd) + 6 H3O+ �2 Al3+ + 3 H2 (g) + 6 H2O (2).



195


Solution

- La quantité de matière d’un produitobtenue à la fin d’une réaction estdéterminée à partir de la quantité initiale duréactif limitant

- Une masse m d’une substance de massemolaire M contient une quantité de matière

n tel que : n =

- Un volume V d’une substance gazeusecontient une quantité de matière n tel que :

n = où VM représente le volume

molaire des gaz dans les conditions del’expérience..

3. Le résidu étant du cuivre alors m2 = 3,5 g.

On a : m1 + m2 + m3 = m d’où :

m1 + m3 = m - m2 = 16,5 - 3,5 = 13 g.

D’après l’équation (1) : nZn =

où nZn est la quantité de Zn disparue et

la quantité de H2 formée par la réaction (1).

Zn étant le réactif limitant donc :

nZn = (nZn)initial = = .

D’après l’équation (2) : =

où nAl est la quantité de Al disparue et

est la quantité de H2 formée par la réaction (2).

Al étant le réactif limitant donc :

nAl = (nAl )initial = . D’où :

= = .

La quantité totale de matière de H2 formée par (1) et (2)

est :

= + = . D’où :

+ = = = 0,5.

On obtient ainsi le système d’équations suivant:

+ = = = 0,5

m1 + m3 =13.

12 )H(n

Zn

1

M

m

2

nAl3

n2)H( 2

22 )H(n

Al

3

M

m

2

nx3 Al

Al

3

Mx2

mx3

4,22

2,11

m

)H(

V

V2

Al

3

Mx2

mx3

Zn

1

M

m

22 )H(n

Mm

MV

V

2Hnm

)H(

V

V2

12 )H(n

12 )H(n 22 )H(n

12 )H(n

4,22

2,11

m

)H(

V

V2

Al

3

Mx2

mx3

Zn

1

M

m

11

196


Solution

- Le pourcentage massique d’unesubstance de masse m dans un

échantillon de masse m est donné par la relation :% substance = .

- Vérifier que la somme des pourcentagesde toutes les substances constituantl’échantillon, est égale à cent.

La résolution de ce système de deux équations à deux

inconnues donne m1 = 5,5 g et m3 =7,5 g.

4. La composition centésimale massique en zinc est :

% Zn = = = 33,3.

La composition centésimale massique en cuivre est :

% Cu = = = 21,2.

La composition centésimale massique en aluminium

est :

% Al = = = 45,5.

100xMm

100xm

m2 100x5,16

5,3

100xm

m3 100x5,16

5,7

100x5,16

5,5100x

m

m1

On donne ci-dessous la classification électrochimique suivante:

1. Prévoir ce qui peut se produire quand on plonge respectivement :a) une lame d’aluminium dans une solution aqueuse de nitrate de zinc Zn(NO3)2 ;b) une lame d’argent dans une solution aqueuse de nitrate d’aluminium Al(NO3)3.

Ecrire quand cela est possible l’équation chimique de la réaction qui a lieu.2. Sachant que le zinc est attaqué par les ions plomb Pb2+ et que le plomb réagit avecune solution aqueuse d’acide chlorhydrique avec dégagement de dihydrogène :

a) écrire l’équation chimique de la réaction observée ;b) déterminer la place du plomb dans la classification proposée.

3. Une lame d’aluminium de masse m = 5,40 g est introduite dans une solution aqueusede nitrate d’argent de volume V = 100 cm3 et de concentration molaire C = 1 mol.L-1.a) Qu’observe t-on ?

b) Ecrire l’équation chimique de la réaction observée.

c) Montrer que l’aluminium Al est en excès par rapport aux ions argent Ag+.

d) Calculer la masse de la lame d’aluminium et la concentration de l’ion Al3+ lorsque

la réaction est terminée.

Donnée : La masse molaire atomique en g.mol-1 est Al = 27.


Al Zn H2 Ag



197

11


Solution

- Savoir exploiter la classification électrochimique des métaux.

1.

D’après la classification proposée:

a) L’aluminium Al est plus réducteur que le zinc donc Al

réagit avec les ions Zn2+. L’équation chimique de la

réaction observée est :

2 Al (sd) + 3 Zn2+ � 3 Zn(sd) + 2 Al3+ .

b) L’argent est moins réducteur que l’aluminium donc

Ag ne réagit pas avec les ions Al3+.

2.

a) Le zinc passe de l’état atomique Zn à l’état ionique

Zn2+. Le zinc est oxydé selon :

Zn(sd) � Zn2+ + 2

En même temps les ions Pb2+ sont réduits selon :

Pb2+ + 2 � Pb(sd)

La réaction d’oxydoréduction est :

Zn(sd) + Pb2+ � Zn2+ + Pb(sd).

Le dégagement de dihydrogène provient de la réduction

des ions H3O+:

2 H3O+ + 2 � H2(g) + 2 H2O.

En même temps le plomb est oxydé selon :

Pb(sd) � Pb2+ + 2

La réaction d’oxydoréduction est :

Pb (sd) + 2 H3O+ � Pb2+ + H2(g) + 2 H2O.

b) Le zinc Zn est plus réducteur que le plomb Pb, le

plomb est plus réducteur que l’hydrogène d’où le

plomb est situé entre Zn et H dans la classification

proposée.

–e

–e

–e

–e

198


Solution

- Une masse m d’une substance de massemolaire M contient une quantité de matière

n tel que : n = .

3.

a) D’après la classification proposée, Al est plus

réducteur que Ag on observe alors un dépôt

d’argent Ag sur la lame d’aluminium.

b) L’équation chimique de la réaction observée est:

Al (sd) + 3 Ag+ � Al3+ + 3 Ag (sd) (1).

c) Soit nAl la quantité de matière d’aluminium :

nAl = = = 0,20 mol.

Or nAg+ = C.V = 1.0,1 = 0,10 mol.

D’après l’équation (1) de la réaction :

nAl (réagit) = nAg+ (réagit) = 3,3.10-2 mol.

La quantité d’aluminium nécessaire pour la réaction est

inférieure à la quantité de matière d’aluminium initiale

donc l’aluminium est le réactif en excès.

d) La masse de Al disparu est :m = 3,3.10-2 . 27 = 0,89 g.

En conséquence la masse de la lame d’aluminium en fin

de réaction est :

m’ = 5,40 - 0,89 = 4,51 g.

Par ailleurs : = nAl (disparu) = 3,3 .10-2 mol.

D’où la concentration molaire de Al3+ est :

[Al3+] = = = 0,33 mol.L-1.

Mm

Mm

+3Aln

V

n)Al( 3+

5 427,

13

♦ La classification électrochimique des métaux permet de prévoir si une réaction entre un métal et un ion métallique est possible ou non.

♦ Les métaux plus réducteurs que l’hydrogène réagissent avec les solutions diluéesd’acides à anion non oxydant pour donner un dégagement de dihydrogène et uncation métallique.

♦ Les métaux moins réducteurs que l’hydrogène ne réagissent pas avec les solutionsdiluées d’acides à anion non oxydant .



Adresses de sites internet conseillés - ahttp://www.chimix.net/ifrance/potate/redox42.htm- http://nguyenp.club.fr/oxyd/oxy.htm - http: //www.ac- noumea.nc/physique-chimie.

0,033

0,1

1. Un métal réduit tous les ions des métaux ........................... que lui.2. Le fer a une tendance plus grande que le cuivre à passer de l’état atomique à l’étationique. Le fer est plus ................ que le cuivre.3. Seuls les métaux plus ....................... que l’hydrogène peuvent réagir sur lessolutions aqueuses acides à anion non oxydant pour donner un dégagement dedihydrogène gazeux.

1. Si on plonge une lame de plomb dans une solution aqueuse contenant des ionsFe2+ et des ions Cu2+ :

a) la lame de plomb se recouvre d’un dépôt de Fer ;b) la lame de plomb se recouvre d’un dépôt rouge de cuivre ;c) la lame de plomb reste inaltérée.

2. Pour décolorer une solution diluée de sulfate de Fer (II) verdâtre on doit ajouter de :a) de l’argent en poudre ; b) du zinc en poudre ;c) du cuivre en poudre.

3. Le sulfate de nickel (II) NiSO4 donne un dépôt métallique avec le fer et ne réagitpas sur le plomb. La classification électrochimique des métaux nickel, fer et plomb parpouvoir réducteur décroissant est :




Ni Fe Pb

Fe Pb Ni

Fe Ni Pb

a)

b)

c)


1. Le cuivre est plus réducteur que le zinc.2. Si on plonge une lame d’argent dans une solution de sulfate de cuivre, la lame

d’argent se recouvre d’un dépôt rougeâtre de cuivre.3.On peut décolorer une solution diluée de sulfate de cuivre CuSO4 en lui ajoutant

de la poudre d’argent.

199


Verifier ses acquis

11

200


Exercice 1

Lorsqu’on plonge une lame d’étain Sn dans une solution contenant des ions Pb2+,elle se couvre de plomb et il se forme des ions Sn2+.Lorsqu’on plonge une lame d’aluminium dans une solution contenant des ions Sn2+,elle se couvre d’étain et il se forme des ions aluminium Al3+.1. Ecrire les équations chimiques des réactions observées.2. Proposer une classification électrochimique pour les métaux Al, Sn et Pb selon leur

pouvoir réducteur décroissant.3. Préciser ce que l’on observe lorsqu’on plonge une lame de plomb dans une

solution contenant des ions aluminium Al3+.

Exercice 2

On donne la classification électrochimique suivante :

Prévoir ce qui peut se produire quand on plonge respectivement :1. une lame de cuivre dans une solution de nitrate d’aluminium Al(NO3)3 ; 2. une lame d’aluminium dans une solution de nitrate de zinc Zn(NO3)2 ; 3. une lame de fer dans une solution d’acide chlorhydrique.

Exercice 3

On considère les métaux argent, aluminium, plomb et fer.- Seul l’argent n’est pas attaqué par une solution aqueuse diluée d’acide chlorhydrique.- L’aluminium peut décolorer une solution contenant des ions fer (II).- Le fer peut disparaître quand il est mis en contact avec une solution contenant des ions plomb Pb2+.- L’argent ne réagit pas avec une solution contenant des ions plomb (II) Pb2+.

1. Ecrire, quand cela est possible, l’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction qui

peut avoir lieu dans chaque cas.

2. Etablir la classification électrochimique des éléments argent, aluminium, plomb, fer

et hydrogène.

Pouvoir réducteur décroissantAl Zn Fe H2 Cu

UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESEPour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont:

Fe = 56; Cu = 63,4 ; Zn = 65,4 et Ag = 108.

Exercice 4

On plonge un métal M’ dans une solution contenant un cation Mn+ d’un autre métal.Le tableau suivant résume les différentes expériences réalisées.


1. Préciser les couples redox mis en jeu dans chacune des expériences

réalisées.

2. Ecrire l’équation bilan des réactions de formation des dépôts donnés dans

le tableau.

3. En déduire une classification électrochimique des quatre métaux suivant leur

pouvoir réducteur décroissant.

Exercice 5

On place une tôle de fer de faible épaisseur dans un volume V = 100 mL d’une

solution aqueuse de nitrate d’argent AgNO3 de concentration C = 0,1 mol.L-1.

1. En tenant compte de la classification électrochimique des métaux, écrire

l’équation bilan de la réaction qui se produit.

2. Préciser les couples redox mis en jeu.

3. Calculer la masse m de métal déposé sur la tôle de fer quand tous les ions

argent sont réduits.

4. Calculer la diminution de masse de la tôle en fer.

201

11

202

Prérequis

Objectifs

L´élève sera capable de :- interpréter le phénomène de corrosion.

- connaîre quelques moyens de protection contre la corrosion.

- Réactions d’oxydation et de réduction. Oxydant etréducteur.

- Ecriture correcte de l̀ équation dùne réaction d’oxydoréduction.- Classification électrochimique des métaux par pouvoir

réducteur décroissant.

Exposé à l’air chargé de vapeur d’eau et de sel minéraux, ce pivot situé en bord demer est recouvert de rouille, Pourquoi ?Pour conserver les aliments on utilise des boîtes en “fer-blanc“ ou en aluminium.Pourquoi n’utilise-t-on pas le fer pur ?

Chapitre 12LA CORROSION DES METAUX

Un Poteau en fer sur les berges “dÉssid Lasfer“ à Tabarka.

LA CORROSION DES METAUX

I. DEFINITION ET IMPORTANCE

Fenêtre: La masse d’acier perdue dans le monde sous forme de rouille est estimée à 20%environ de la production mondiale. Pour donner une meilleure idée des pertesengendrées par la corrosion on estime à deux tonnes environ la masse d’acier perduepar seconde à l’état de rouille ce qui constitue malheureusement une aubaine pourles producteurs d’acier.

II . PROCESSUS CHIMIQUES DE LA CORROSION

Au cours de la corrosion les métaux ferreux sont oxydés et passent à l’état d’ions quisont à l’origine de la formation de la rouille alors que les métaux non ferreux donnentlieu à des oxydes.Le processus de corrosion a lieu quand le métal est mis en contact directement soitavec les solutions électrolytiques, (c’est la corrosion aqueuse) soit avec l’air ou unautre gaz humide (c’est la corrosion atmosphérique).

203

La corrosion est un processus chimique de dégradation des métaux par lesconstituants du milieu ambiant.Si le métal est du fer ou un alliage à base de fer les produits de la corrosionconstituent la rouille formée essentiellement d’oxydes de fer (III) hydratés. Lesmétaux non ferreux se corrodent mais ne rouillent pas.

Le processus de corrosion est d’un impact économique très important. La corrosionapparaît comme un véritable fléau industriel et économique. Elle est à l’origine duvieillissement et de la rupture des pièces mécaniques.Le processus de corrosion engendre des pertes économiques considérablesclassées en pertes directes et en pertes indirectes.La perte directe concerne les coûts de remplacement des structures et piècescorrodées tels que les réservoirs d’eau chaude, les pots d’échappement de voiture,les conduites de gaz, les conduites d’eau de refroidissement, etc.Les pertes indirectes sont causées par l’arrêt des installations pour réparation ou parla diminution des rendements de production dont l’origine est l’obstruction desconduites d’alimentation par la rouille nécessitant l’augmentation de la capacité depompage.

I .2 . Importance de la corros ion

I.1. Définition

12

204

1 .a . La co r ros ion du f e r

Des boulons en fer exposés à làir humide rouillent lentement au bout de quelquesjours .

Figure 1 Des boulons en fer rongés par la rouille

La couche de rouille déposée est poreuse, elle ne protège pas le reste du métal.Làttaque par làir humide se poursuit alors en profondeur et tout le métal finit par êtrerongé (fig.1). Au cours du processus de corrosion le fer est oxydé en ions fer (II) Fe2+ et ledioxygène est réduit en présence d’eau en ions hydroxyde OH-. Les deux demiéquations d’oxydation et de réduction à considérer sont :

Fe (sd) � Fe2+ + 2 (oxydation)et

O2 (g) + 2 H2 O + 4 � 4 OH- (réduction).

Le transfert d’électron se produit à travers le métal fer qui comme tous les métaux estun bon conducteur électronique.L’équation chimique de la réaction d’oxydoréduction est obtenue par combinaison desdeux demi équations précédentes de façon tel que les électrons n’apparaissent pas :

2 (Fe (sd) � Fe2+ + 2 )+

O2 (g) + 2 H2 O + 4 � 4 OH-

2 Fe (sd) + O2 (g) + 2 H2 O� 4 OH- + 2 Fe2+.

Les ions Fe2+ formés subissent encore une autre oxydation au contact de l’oxygènedissous pour conduire aux ions Fe3+ qui précipitent sous forme d’hydroxyde de fer (III)hydraté Fe(OH)3,nH2O selon la réaction : Fe3+ + 3 OH- � Fe(OH)3 (sd).La plaque de fer est alors corrodée (fig.2). Ainsi la rouille est un mélange complexed’oxydes et d’hydroxyde de fer. Ces oxydes poreux ne protègent pas le fer et sesalliages du fait qu’ils permettent la corrosion du métal en profondeur.

204

II.A. La corrosion atmosphérique

La corrosion atmosphérique résulte de l’action du dioxygène de l’air, de l’eau et desimpuretés salines sur les métaux. Les conditions climatiques défavorables(précipitations importantes, variation de la température et du taux d’humidité, etc.)peuvent accélérer le processus de corrosion.

–e

–e

–e

–e


205

Remarquesa) Le processus de corrosion est accéléré par la présence des ions chlorure Cl-.

Figure 2 Processus simplifié de formation de la rouille parréaction d’oxydation du fer par le dioxygène de l’air

b) L’exemple de la corrosion du fer par le dioxygène de l’air montre l’importance del’humidité dans le processus de corrosion.

1 .b . La co r ros ion de l ’ a lumin ium

La corrosion de l’aluminium par le dioxygène de l’air sec conduit à la formation del’oxyde d’aluminium Al2O3. L’équation chimique de la réaction d’oxydoréductions’écrit :

2 Al (sd) + 3 O2 (g) � Al2O3 (sd).

La couche d’oxyde d’aluminium forme une pellicule étanche et constitue ainsi unecouche protectrice du métal.

II.2. La corrosion aqueuse

2 . a . L a c o r r o s i o n p a r p i q û r e

La piqûre est un type d’attaque localisé sur des sites préférentiels du métal. Sil’attaque est limitée à une surface relativement petite du métal, les piqûres quiapparaissent sont dites profondes. Si la surface d’attaque est relativement plusgrande et moins profonde, les piqûres sont dites superficielles (fig.3).

Figure 3 Piqûres superficielles à la surface de l’aluminium

Figure 4 Processus simplifié de formation del’hydroxyde d’aluminium pendant la corrosion

de l’aluminium

12

206

Figure 5. Comparaison du pouvoir réducteurdes métaux usuels par rapport à l’hydrogène.

La corrosion par piquration est due aux hétérogénéités microscopiques du métal.Considérons par exemple le cas de l’aluminium qui, exposé à l’air, se recouvre d’unecouche d’oxyde d’aluminium Al2O3.

Sous l’action des ions chlorure Cl-, le film d’oxyde peut être perforé et l’aluminium nupeut être oxydé par le dioxygène qui à son tour est réduit en présence de l’eau

contenue dans l’air en ions hydroxydes OH- (fig.4).Les équations chimiques des deux demi réaction d’oxydation et de réduction sont

Al (sd) � Al3+ + 3

O2 (g) + 2 H2 O + 4 � 4 OH-

L’équation chimique de la réaction d’oxydoréduction est obtenue par combinaison desdeux demi équations précédentes de façon que les électrons n’apparaissent pas :

4 x (Al (sd) � Al3+ + 3 )+

3 (O2 (g) + 2 H2 O + 4 � 4 OH- )

4 Al (sd) + 3 O2 (g) + 6 H2 O � 12 OH- + 4 Al3+ (1).

Les ions aluminium Al3+ formés précipitent en présence des ions hydroxyde OH- :

Al3+ + 3 OH- � Al(OH)3 (sd) (2).

En combinant les équations chimiques (1) et (2) on obtient l’équation globale quitraduit le processus de corrosion :

4 Al (sd) + 6 H2O + 3 O2 (g) � 4 Al(OH)3 (sd).

2 .b . La co r ros ion ga lvan ique

La corrosion galvanique est un type particulier de corrosion qui se produit quand deuxmétaux M1 et M2 de nature différente en contact avec une solution électrolytique sontliés directement les uns aux autres. Pour comprendre le principe de la corrosiongalvanique rappelons l’échelle de classification des métaux courants par pouvoirréducteur décroissant (fig.5).

Ca Na MgAl Mn Zn Fe Ni Pb H2 Cu Ag Hg

Ainsi si le métal M1 a un pouvoir réducteur plus important que celui du métal M2, c’estle métal M1 qui s’oxyde et passe en solution sous forme d’ions M1

n+. Le métal M2n’est pas attaqué. C’est la corrosion galvanique.


–e

–e

–e

–e


207

III . PROTECTION DES METAUX CONTRE LA CORROSION

Plusieurs méthodes de protection sont proposées pour protéger les objetsmétalliques contre les agents corrosifs et pour limiter les dégâts que subissent cesmatériaux. Nous présenterons seulement la protection par revêtement et la protectiongalvanique.

I I I . 1 . La p ro t ec t ion pa r r evê temen t

Elle consiste à recouvrir la surface du métal d’une couche protectrice qui l’isole dumilieu extérieur corrosif. A cet effet on peut utiliser les films polymères en matièreplastique, les peintures ou le revêtement métallique.Ainsi par exemple les carrosseries de voiture sont plongées d’abord dans un bain dezinc fondu pour les recouvrir d’un dépôt de zinc avant de les peindre par les peintureset les vernis nitrocellulosiques (fig.6).

Figure 6. Protection de la carrosseriedes automobiles par la peinture

Figure 7. Implantation d’électrodes sacrificielles en zinc sur la coque dún bateau à Tabarka

I I I .2 . La pro tec t ion par é lec t rode sacr i f i ée

Ce type de protection est connue sous le nom de "protection galvanique par électrodesacrifiée " car c’est l’électrode de protection qui se dissout (elle est donc sacrifiée) etle métal à protéger reste inaltérable.La méthode consiste à adjoindre au métal à protéger un métal dont le pouvoirréducteur est plus important. La protection par électrode sacrifiée est très utilisée pourprotéger les canalisations enterrées ou les coques de navires en les reliant à desélectrodes en zinc ou en magnésium qui doivent être renouvelées périodiquement(fig.7).

12

208

Figure 8. Protection d’une conduite de gazpar électrode sacrifiée

Pour mieux illustrer ceci considérons une conduite de gaz en acier (l’acier est unalliage de fer et de carbone avec une très forte proportion de fer) enfouie dans le sol.Cette conduite peut subir au cours du temps l’action du milieu environnant (le solcontient de l’eau et des sels minéraux dissous) et se corroder. Pour protéger cetteconduite du phénomène de corrosion nous la relions à une électrode en magnésiumMg (fig 8).

Le magnésium Mg a un pouvoir réducteur supérieur à celui du fer, si ces deux métauxsont mis en contact directement c’est le magnésium qui a tendance à s’oxyder et àpasser en solution sous forme d’ions Mg2+ et l’acier sera ainsi préservé. Au cours dutemps le barreau de magnésium sera rongé progressivement et il faut par conséquentprocéder à son remplacement quand cela est nécessaire. Ainsi nous pouvons remarquer que la protection galvanique n’est efficace:

a) que si les métaux connectés sont de nature différente et liés les uns aux autres;b) que s’il y a présence d’une solution électrolytique en contact avec les deux

métaux permettant la migration des ions.

L’acier inoxydable fabriqué à partir du fer, du nickel et du chrome peut être oxydépar une solution aqueuse d’acide chlorhydrique.1. Ecrire les équations chimiques des réactions qui ont lieu entre les métaux

constituants lácier et l’acide chlorhydrique sachant que le chrome a été oxydé enion chrome (III) Cr3+.

2. On a stockée une solution d’acide chlorhydrique de concentration molaire C = 0,2 mol.L-1 dans un récipient en acier dont les parois ont une épaisseur de 3 mm.

Déterminer la durée au bout de laquelle la paroi du récipient sera percée sachantque la perte de masse est de 0,15 g par heure et par mètre carré.

3. Citer un métal de remplacement de l’acier constituant le récipient, et dont laparoi ne soit pas percée par action de l’acide.

Donnée : la masse volumique de l’acier est ρ acier = 8.103 kg.m-3.

EXERCICE RESOLU


209


Solution

- Utiliser la classification des métaux parpouvoir réducteur décroissant pour prévoirquelle réaction se produit entre les ionshydronium et les métaux considérés.

- L’équation d’oxydoréduction s’obtient parla combinaison des deux demi équationd’oxydation et de réduction de façon telque les électrons n’apparaissent pas.

- Exploiter la relation de définition de lamasse volumique.

1. Les équations chimiques des réactions d’oxydoréductiondes métaux constituants l’acier s’obtiennent par lacombinaison des deux demi équation d’oxydation et deréduction.

Cas du ferLe fer est oxydé en ion fer (II) Fe2+ et les ionshydronium H3O+ sont réduits en dihydrogène H2 :

Fe (sd) � Fe2+ + 2

2 H3O+ + 2 � H2 (g) + 2 H2O

Fe (sd) + 2 H3O+ � Fe2+ + H2 (g) + 2 H2O.

Cas du Nickel

Le Nickel est oxydé en ion nickel (II) Ni2+ et les ions

hydronium H3O+ sont réduits en dihydrogène H2 :

Ni (sd) � Ni2+ + 2

2 H3O+ + 2 � H2 (g) + 2 H2O

Ni (sd) + 2 H3O+ � Ni2+ + H2 (g) + 2 H2O.

Cas du chrome

Le chrome est oxydé en ion chrome (III) Cr3+ et les ions

hydronium H3O+sont réduits en dihydrogène H2 :

2 x (Cr (sd) � Cr3+ + 3 )

3 x (2 H3O+ + 2 � H2 (g) + 2 H2O)

2 Cr (sd) + 6 H3O+ � 2 Cr3+ + 3 H2 (g) + 6 H2O.

2.

Soit m’ la masse d’une partie du récipient de surface S

égale à 1m2 et d’épaisseur e égale à 3 mm. Le volume

de cette portion de métal est : V = S x e.

D’où : V = 1 x 3.10-3 = 3.10-3 m3.La masse m’ est égale à : m’ = ρ x V. m’ = 8.103 x 3.10-3 = 24 Kg.La durée t au bout de laquelle la paroi du récipient serapercée est : t = m’/masse perdue en une heure. D’où : t = 24 x 103/0,15 =160.000 h. = 6666 jours ou 18ans environ.

3. On peut remplacer cet acier par un métal moinsréducteur que le dihydrogène comme le cuivre parexemple.

–e

–e

–e

–e

–e

–e

12

210210

♦ La corrosion est un processus chimique de dégradation des métaux par les constituants du milieu ambiant.

♦ Le fer et les métaux ferreux rouillent au contact de l’air humide.♦ Les métaux non ferreux forment des oxydes par action du dioxygène mais ne

rouillent pas.♦ Les oxydes poreux permettent la corrosion en profondeur du métal.♦ Le métal peut être protégé de la corrosion par revêtement métallique ou par

protection galvanique.

Adresses de sites internet conseillés - http://sgbd.ac-poitiers.fr/bde/exos/98COU031/98COU31.htm- http://www.users/skynet.be/chr_lookx_sciences/corrosion.htm- http://www.ac-clermont.fr/pedago/physique/dossier/chimie/air/air.htm- http://www.ac-noumea.nc/physique-chimie/corrosion.htm- http://cdess.org



211


1. La corrosion de l’aluminium dans l’air entraîne la formation : a) de la rouille ;b) de l’oxyde d’aluminium.

2. La couche d’oxyde d’aluminium est :a) poreuse ;b) imperméable.

3. Le métal qui peut protéger le fer contre la corrosion en se sacrifiant est :a) le cuivre ;b) le zinc ;c) l’argent.


1. La couche de rouille protège le fer de la corrosion.2. Tous les métaux se corrodent avec formation de rouille. 3. Le métal dont le pouvoir réducteur est le plus faible est sacrifié au cours de la protectiongalvanique.


Exercice 1

Une lame de fer placée à l’air libre rouille au bout de quelques temps. 1. Expliquer la formation de la rouille.2. Préciser si le fer a subit une oxydation ou une réduction. 3. Proposer un moyen pour protéger la lame de fer contre la corrosion.

A. Questions de Cours



Verifier ses acquis

Recopier et compléter les phrases suivantes, sur le cahier déxercices, en choisissant laréponse correcte parmi les propositions suivantes: corrosion, oxydation, rouille,oxydoréduction et protection.1. Le Fer subit une ………………………. en réduisant l’oxygène c’est une réaction………………………. ; elle conduit à la formation de la ……………………………….poreuse ; c’est le phénomène de la ……………………… .2. La galvanisation est un moyen de ………………du fer contre la corrosion.

12

212

Exercice 2

1. Expliquer pour quelle raison les barres de fer sont parfois vendues complètementrecouvertes d’un produit huileux.

2. En l’absence de ce produit quel sera l’aspect de la barre de fer ?

Exercice 3

La fonte est un alliage fer carbone, le bronze est un alliage cuivre étain et le laiton estun alliage cuivre zinc.1. Lequel de ces alliages rouille à l’air ?2. Dans les fouilles archéologiques les objets trouvés sont généralement en bronze.Pourquoi ?

UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESELes masses molaires atomiques des métaux en g.mol-1 sont :

Mg = 24,3 ; Fe = 56 et Zn = 65,4.

Exercice 4

Pour protéger un tuyau en fonte (alliage fer carbone) on le relie par un fil conducteurà un morceau de zinc métallique.1. Justifier le choix du zinc dans la protection galvanique du fer.2. En l’absence de zinc la perte de fer par corrosion est égale à 0,274 kg.m-2 par an.Calculer la masse de zinc consommée pendant six mois et par mètre de canalisationsachant que le diamètre extérieur du tuyau est égal à 0,80 m.

Exercice 5

Pour protéger la coque d’un navire, on y fixe une plaque de magnésium.1. Justifier le choix du magnésium comme métal protecteur.2. Préciser le type de protection utilisé.3. Pendant un voyage en mer; la masse de la plaque de magnésium a diminué de 243 kg.Calculer la masse de Fer qui aurait été oxydée en l’absence de magnésium.


213

Une armature en acier abondonnée àl’atmosphère rouille assez rapidement. Si cettearmature est mise en coffrage pour laconstruction, l’eau de gâchage du bétonpénètre à travers les pores de la rouille.Une réaction se produit progressivement pourdonner de la ferrite de calcium hydraté(4CaO,Fe2O3,13H2O) d’où l’apparitionsous la rouille d’une fine couche à base deferrite et d’hydroxyde de calcium qui recouvrel’armature et qui protège l’acier contre lacorrosion par passivation.

Comment protéger l’acier contre la corrosion dans le béton sain ?

Fenêtre : dans un journal du 21-12-2005

et dans la rubrique faits divers, on lit les

titres suivants: - Dans une grande ville, le balcon dùn

vieil immeuble sèffondre sans dégâts corporels…

- Dans une autre grande ville, le plafond dùn hôtel chute en faisant huit morts et

plusieurs blessés

Quelles sont les étapes de la corrosion des armatures ?

La corrosion des armatures dans le béton comporte deux stades :

1 . Le s t ade d ’ incuba t ion

Il correspond à la pénétration dans le béton des entités chimiques agressives tels quele dioxyde de carbone CO2 ou les ions chlorure Cl- présents dans le milieuenvironnant.

2 . L e s t a d e d e p r o p a g a t i o n

Il correspond à la diffusion des agents agressifs dans le métal ce qui permet lacroissance de la rouille et peut entraîner l’éclatement du béton d’enrobage.

Comment contrôler la corrosion du béton ?

1) Etat du béton

Pour évaluer le vieillissement du béton plusieurs essais et mesures sont effectuéssur site. A titre d’exemple on cite:

a) la mesure de la perméabilité à l’air et à l’eau du béton ;b) la mesure de la résistivité électrique du béton pour localiser les zones

humides ou chargées en sels ;c) la mesure de la cohésion superficielle du béton ;d) la détermination de la profondeur de carbonatation et du profil de la

teneur en chlorure sur des petits prélèvements de béton ;

2) Etat des armatures

Le contrôle de la section des armatures et leur état permettent d’avoir une idée surleur état de conservation.

DOCUMENT 12

THEME IV : LA CHIMIE ORGANIQUE

Le document ci-dessus représente des objets de nature diverse mais ayant l’élément carbone commeconstituant commun.

214

215

Chapitre 13

Prérequis

Objectifs

L´élève sera capable de :- écrire la formule semi développée d’un hydrocarbure aliphatique ;

- retrouver les isomères correspondants à une même formule brute;- distinguer un hydrocarbure aliphatique saturé d’un

hydrocarbure aliphatique insaturé ;- appliquer les règles de nomenclature pour nommer un

hydrocarbure.

- Structure électronique des éléments carbone ethydrogène;

- Schémas de Lewis des atomes et des molécules; - Liaisons covalentes simples et liaisons covalentes

multiples.

Le butane C4H10 et le but-1-ène C4H8 sont des hydrocarbures aliphatiques

courants. Qu’est ce qu’un hydrocarbure aliphatique ? Quèst ce qui différencie cesdeux hydrocarbures? Quelle est la structure de leur molécule ?

STRUCTURE ET NOMENCLATURE DESHYDROCARBURES ALIPHATIQUES

Bouteille de butane liquéfié Briquets remplis

de butane liquéfié Aérosol remplis de

but-1-ène

216

STRUCTURE ET NOMENCLATURE DESHYDROCARBURES ALIPHATIQUES

I. INTRODUCTION

La chimie organique a pour objet l’étude des composés qui contiennent du carboneet d’autres éléments tels que l'hydrogène, l'oxygène, l'azote, le soufre, le halogènesainsi que le phosphore et quelques métaux.Les hydrocarbures sont les composés formés uniquement de carbone etd'hydrogène. Leur formule brute générale est de la forme CxHy.L’étude des autres composés y compris certains dérivés du carbone comme lesoxydes de carbone (CO et CO2), les carbonates, etc. fait l’objet de la chimieinorganique. On a cru longtemps que seuls les organismes vivants (animaux et végétaux)pouvaient donner naissance aux composés organiques. Cette idée fut abondonnéedepuis qu’on a découvert que les composés organiques pouvaient être obtenus parvoie de synthèse au laboratoire comme ce fut le cas par exemple de la synthèse del'urée par F.WÖHLER en 1828 par évaporation à sec d’une solution de cyanuted’ammonium NH4CN. Depuis les réactions de synthèse de produits variés comme les parfums, lesmédicaments, les colorants, les fibres textiles, les vernis, les carburants, lesdétergents, etc. ont été développé. Les principales sources de matières premièresnécessaires pour ces préparations sont le pétrole et le gaz naturel, le bois et d’autresproduits agricoles.

C h a p i t r e 1 3 : S t r u c t u r e e t n o m e n c l a t u r e d e s h y d r o c a r b u r e s a l i p h a t i q u e s

II. STRUCTURE DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES

II.1 Structure de Lewis de quelques hydrocarbures aliphatiques

Pour obtenir la structure de Lewis de quelques hydrocarbures aliphatiques nousrappelons ci-après (fig.1) la structure de Lewis de l’atome de carbone C (numéroatomique Z = 6) dans l’état excité :

Figure 1 : Schéma de Lewis de l’atome de carbone dans l’état excité.

Pour satisfaire la règle de l’octet, l’atome de carbone peut former quatre liaisons. Ondit que le carbone est tétravalent.Les quatre liaisons de l'atome de carbone peuvent être simples ou multiples (doublesou triples liaisons):

217

13

217

Etablir les schémas de Lewis possibles des hydrocarbures de formule C4H10 ;

C3H6 et C3H4.

Solution

Pour les hydrocarbures de formule C4H10, C3H6 et C3H4 on peut proposer les

schémas de Lewis suivant (fig.2).

Fig.2 : Schéma de Lewis de quelques hydrocarbures aliphatiques.

APPLICATION

Enoncé

218

- Pour les composés (a) et (b) de formule brute C4H10 on a seulement des liaisonssimples carbone carbone et carbone hydrogène.

- Pour le composé (c) de formule brute C3H6 on a, en plus des liaisons simples uneliaison double carbone carbone. Il en est de même pour les composés (f) et (g) deformule brute C3H4.

- Pour le composé (e) de formule brute C3H4 on a, en plus des liaisons simples uneliaison triple carbone carbone.Les hydrocarbures correspondant aux schémas de Lewis (a), (b), (c), (e) et (f)présentent des chaînes carbonées ouvertes ; ce sont des hydrocarbures aliphatiques.Les hydrocarbures aliphatiques sont très répandus à l’état naturel. On les retrouveessentiellement dans le pétrole, dans le gaz naturel et dans les végétaux. Ils sontconstitués par trois classes de composés.

- Les alcanes dont la formule brute est de la forme CnH2n+2 .Ce sont des composés ne comportant que des liaisons simples carbone carbone et carbonehydrogène. C’est le cas par exemple des composés (a) et (b).

- Les éthènes (ou les alcènes) dont la formule brute est de la forme CnH2n .Ce sontdes composés comportant au moins une liaison double carbone carbone et desliaisons simples carbone hydrogène et carbone carbone. C’est le cas par exempledu composé (c).

- Les éthynes (ou les alcynes) dont la formule brute est de la forme CnH2n-2. Cesont des composés comportant au moins une liaison triple carbone carbone et desliaisons simples carbone hydrogène et carbone carbone. C’est le cas par exempledu composé (e).

Remarques

Les composés (d) et (g) sont des hydrocarbures cycliques car leur chaîne carbonéesont fermées. On se limitera dans ce qui suit à l’étude des hydrocarburesaliphatiques.Le composé (f) n’est pas un éthène car les doubles liaisons sont portées par descarbones adjacents.

II.2 Formules développées et formules semi-développées

Dans une formule développée plane, toutes les liaisons existant entre les atomesformant la molécule sont représentées par des tirets. On peut obtenir la formule développée à partir du schéma de Lewis correspondant enne faisant pas figurer les doublets non partagés. Pour les hydrocarbures aliphatiquesles formules développées et les schémas de Lewis correspondants sont strictementidentiques.


219

La figure 3 représente les modèles moléculaires éclatés de ces hydrocarbures aliphatiques oùles liaisons sont mises en évidence.

Pour les hydrocarbures aliphatiques (a), (c) et (e) dont le schéma de Lewis est représenté parla figure 2, on peut proposer les formules semi-développées suivantes :

Formules brutes Formules semi développées

C4H10 CH3-CH2-CH2-CH3

C3H6 CH3-CH=CH2

C3H4 H3C-C ≡ C-H

(a) (b) (c)

Fig.3 : Représentation des formules développées par les modèles moléculaires éclatés.(a) : cas de C4H10 ; (b) : cas de C3H6. (c) : cas de C3H4

Toutefois l’écriture de ces formules développées peut devenir encombrante quand lenombre d’atome de carbone devient trop grand dans un composé organique. On lesremplace couramment par des formules semi-développées qui sont plus commodesà écrire. Dans ces formules semi développées on représente les liaisons carbone-carbone par des tirets simples, doubles ou triples et on indique le nombre d’atomesd’hydrogène liés directement aux atomes de carbone.

Exemple

La figure 4 représente les modèles moléculaires compacts de ces mêmeshydrocarbures aliphatiques.

(a) (b) (c)

Fig.4 : Représentation des formules semi-développées par les modèles moléculaires compacts.(a) : cas de C4H10 ; (b) : cas de C3H6 : (c) : cas de C3H4.

13

220

Fig.5 : Représentation spatiale d’une formule développée de l’hydrocarbure C4H10.

Fig.6 : Représentation spatiale de la formule développée du composé (b).

II.3 Chaînes carbonées linéaires et chaînes carbonées ramifiées

Considérons les formules semi-développées des deux composés (a) et (b)précédents ayant la même formule brute C4H10. Ces formules semi-développées

sont différentes par le mode d’enchaînement des atomes de carbone.Pour le composé (a) tous les atomes de carbones sont alignés : la chaîne carbonéede cette molécule est linéaire. Sous une autre direction d’observation les atomes decarbone peuvent être disposés dans l’espace de la manière suivante (fig.5) :

Ce qu’on nomme chaîne linéaire est en réalité une chaîne carbonée en forme de “zig-zag“.Pour le composé (b) tous les atomes de carbone ne sont pas alignés car il y a unbranchement carboné sur la chaîne principale la plus longue formée de trois atomesde carbone alignés (fig.6) : on dit que la chaîne est ramifiée.

Remarques

a) Pour la représentation spatiale de la formule développée de l’hydrocarbure (a) (fig 5)

nous avons utilisé des hachures pour indiquer une liaison se trouvant en arrière du plan de la figure, un triangle fin pour indiquer une liaison dirigée en avant de la figure et des traits simples pour les liaisons qui sont dans le plan de la figure.b) Dans cette molécule tous les angles de liaisons sont égaux à 109°. La molécule n’est pas

plane et elle présente des libres rotations autour de chaque liaison covalente simplecarbone-carbone.


221

Pour les autres hydrocarbures le nom débute par un préfixe latin ou grec qui indiquele nombre d'atomes de carbone formant la chaîne linéaire suivi du suffixe “ane“ carles hydrocarbures à chaîne linéaire saturée font partie de la famille des alcanes.

II.4 Chaînes carbonées saturées et chaînes carbonées insaturées

Si dans une chaîne carbonée il n’existe pas de liaisons multiples (double ou tripleliaison) entre deux atomes de carbone, la chaîne est dite “saturée“. C’est le cas parexemple des composés (a) et (b) correspondant à la même formule brute C4H10.

Si dans une chaîne carbonée il existe au moins une liaison multiple (double ou tripleliaison) entre deux atomes de carbone, la chaîne est dite “insaturée”.

CH3 – CH2 – CH = CH – CH3

CH3 – CH2 – C ≡C – CH3CH3– CH – C ≡C – CH3

CH3

CH3 – C =CH – CH3 CH3

Exemples de molécules présentant une triple liaison :

Exemples de molécules présentant une double liaison :

(a) (b)

(c) (d)

III. NOMENCLATURES SYSTEMATIQUES DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES

III. 1 Les hydrocarbures aliphatiques à chaîne linéaire saturée

Les noms des quatre premiers hydrocarbures sont des noms consacrés par l'usage.

Nombre d’atomes de carbone n

Formule brute Nom correspondant

1 CH4 Méthane

2 C2H6 Ethane

3 C3H8 Propane

4 C4H10 Butane

13

222

Nombre d’atomes de carbone n

Préfixe Formule brute Nom correspondant

5 Pent C5H12 pentane

6 Hex C6H14 hexane

7 Hept C7H16 heptane

8 Oct C8H18 octane

III. 2 Les hydrocarbures aliphatiques saturés à chaîne ramifiée

Le nom de l’hydrocarbure doit nous indiquer le nombre d’atomes de carbone de lachaîne carbonée principale et la nature et la position des ramifications.Un hydrocarbure à chaîne ramifiée peut être considéré comme dérivant d’une chaînecarbonée linéaire sur laquelle on a greffé d’autres chaînes.

Exemple

Pour ce composé, la chaîne principale comporte cinq atomes de carbone et présentedeux ramifications portées par les carbones 2 et 3.Pour déterminer le nom de l’hydrocarbure aliphatique on convient :

a) de choisir la chaîne carbonée la plus longue comme chaîne principale ;b) de la numéroter de telle sorte que les indices de position des différentes

ramifications soient les plus faibles ;c) d’indiquer la nature des groupes hydrocarbonés (appelés aussi groupes alkyls)

greffés par un nom dérivant de celui de l’hydrocarbure correspondant.

Groupe hydrocarboné Nom du groupe hydrocarboné

CH3– méthyle

CH3 – CH2– éthyle

CH3 – CH2 – CH2 – propyle

CH2 – CH3

CH3–CH–CH–CH2–CH3

1 2 3 4 5

CH3

CH3 CH2 – CH3

H3C – CH – CH – CH2 – CH31 2 3 4 5


d) Dans le nom de l’hydrocarbure :- les groupes hydrocarbonés greffés seront présentés par ordre alphabétique ;- les indices correspondant à un même groupe hydrocarboné seront séparés

par une virgule ;- un indice apparaissant entre le nom de deux groupes hydrocarbonés sera placé

entre deux tirets.

1)

2)

223

Exemples

Pour ce deuxième composé seule la numérotation indiquée en vert de la chaînecarbonée est correcte car l’indice du groupe méthyle est le plus bas.

3)

1 2 3 4CH3 – CH – CH2 – CH3 chaîne carbonée la plus longue

CH3 groupe méthyle

2- Méthylbutane

3 4 5 6 7 2 3 4 5CH3–CH–CH2–CH2–CH2–CH3 CH3–CH–CH–CH2–CH3

CH2 – CH3 CH3 CH3 2 1 1

2- Méthylheptane 2,3- Diméthylpentane

13

224

1. Déterminer le nom de l’hydrocarbure aliphatique suivant :

Solution1. La chaîne carbonée la plus longue contient 5 atomes de carbone. Le nom de cet

hydrocarbure est le 2,3,4-triméthylpentane.2. La formule semi développée du 2,4-diméthylhexane est :

1 2 3 4 5 6

CH3–CH–CH2–CH–CH2–CH3

CH3 CH3

H3C –CH–CH3

H3C –CH–CH–CH3

CH3

2. Ecrire la formule semi développée du 2,4-diméthylhexane.

III. 3 Les hydrocarbures aliphatiques insaturés à chaîne linéaire

Si la chaîne carbonée contient une double liaison, l’hydrocarbure aliphatique faitpartie de la famille des éthènes (ou alcènes) de formule générale CnH2n.

Si la chaîne carbonée contient une triple liaison, l’hydrocarbure aliphatique fait partiede la famille des éthynes (ou alcynes) de formule générale CnH2n-2.

Le nom de l’hydrocarbure débute comme pour les hydrocarbures saturés suivi dusuffixe “ène“ pour les éthènes et “yne“ pour les éthynes.Pour obtenir le nom de l’hydrocarbure on numérote la chaîne carbonée la plus longuecomportant la double ou la triple liaison de telle sorte à affecter à la liaison multiplel’indice le plus faible possible. L’indice de position est toujours placé devant la partiedu nom à laquelle il se réfère (ici “ène“ ou “yne“). De plus des traits d’union sontplacés de part te d’autre de cet indice.

Exemples

Cas des éthènes (ou alcènes)

CH2=CH2 CH2=CH-CH3 CH2=CH-CH2-CH3 CH3-CH=CH-CH3

Ethène Propène But-1-ène But-2-ène

APPLICATION

Enoncé


1. Déterminer le nom de l’hydrocarbure aliphatique suivant :

225

Remarque

L’éthyne est connu aussi sous le nom d’acétylène.

III. 4 Les hydrocarbures aliphatiques insaturés à chaîne ramifiée

Le nom de l’hydrocarbure doit nous indiquer :a) la présence de liaison multiple avec le suffixe “ène” ou “yne”;b) la position des liaisons multiples ;c) la nature de la chaîne carbonée principale et la position et la nature des

ramifications. Pour cela on convient de considérer comme chaîne carbonée la pluslongue celle contenant la liaison multiple. Cette chaîne est numérotée de telle sorteque l’indice de position de la liaison multiple soit le plus faible.

Exemples

Remarque

L’éthène est connu aussi sous le nom d’éthylène.

Cas des éthynes (ou alcynes)

CH ≡ CH CH ≡ C–CH3 CH ≡ C–CH2–CH3 CH3–C ≡ C–CH3

Ethyne propyne but-1-yne but-2-yne

CH3 CH3 CH2–CH3CH3–C =CH2 CH3–C=C–CH2–CH3 CH2=C–CH-CH2–CH3

CH2–CH3 CH3

Méthylpropène 3-Ethyl,2- méthylpent-2-ène 3-Ethyl,2-méthylpent-1-ène

CH3 CH3

CH ≡ C – CH – CH3 CH3–C ≡ C – C–CH3

CH2–CH33-Méhylbut-1-yne 4,4-Dimétylhex-2-yne

CH3–C ≡ C–CH–CH2–CH3 CH2–CH3

APPLICATION

Enoncé

13

226226

Solution1. La chaîne carbonée la plus longue contenant la triple liaison est formée de6 atomes de carbone. Le nom de cet hydrocarbure est le 4-éthylhex-2-yne.

2. La formule semi développée du 4-méthylhex-2-ène est :

CH3–C ≡ C–CH–CH2–CH3

CH2–CH3

1 2 3 4 5 6

CH3–CH=CH–CH–CH2–CH3

CH3

1 2 3 4 5 6

IV. QUELQUES TYPES D’ISOMERIE

IV.1 Notion d’isomérie

Considérons l’hydrocarbure aliphatique de formule brute C4H10 et écrivons les

différentes formules semi-développées possibles. On trouve deux structures (fig.7):

et

(a) (b)

Fig.7 : Représentation des formules semi-développées de l’hydrocarbure C4H10.

Fig.7 : Représentation des formules développées de l’hydrocarbure C4H10 par les modèles moléculaires.

Pour les composés (a) et (b) on note que les atomes qui constituent la molécule nesont pas liés entre eux de la même façon (fig.7).

2. Ecrire la formule semi développée du 4-méthylhex-2-ène.

CH3–CH2–CH2– CH3CH3–CH–CH3

CH3


Remarque

Pour une même formule brute on peut trouver deux ou plusieurs isomères. Il n’existeaucune règle nous permettant de connaître leur nombre à l’avance.

Remarque

Pour les hydrocarbures aliphatiques insaturés la fonction organique est une double liaison pourles éthènes et une triple liaison pour les éthynes. Les alcanes ne possèdent pas de fonctionorganique car leurs chaînes sont saturées.

IV. 2 Isomérie de chaîne

Les isomères de chaîne sont des composés organiques qui présentent la mêmefonction organique greffée sur des chaînes carbonées de nature différente. L’indicede position de la fonction organique est le même pour les dérivés isomères de chaîne.

227

Etablir toutes les formules semi développées possibles pour l’hydrocarburealiphatique de formule C5H12.

Solution

Les formules semi développées possibles sont :

(a) (b) (c)

Les composés de formule semi-développées (a), (b) et (c) sont des isomèrescorrespondant à la même formule brute C5H12.

CH3

CH3–CH2–CH2–CH2–CH3 CH3–CH–CH2–CH3 CH3–C–CH3

CH3 CH3

Les composés (a) et (b) constituent des isomères correspondant à la même formulebrute C4H10.

Ainsi les isomères sont des composés qui ont la même formule brute et desformules développées ou semi-développées différentes.

APPLICATION

Enoncé

13

228

IV. 3 Isomérie de position

Les isomères de position sont des composés organiques pour lesquels la position dela fonction organique au niveau de la chaîne carbonée n’est pas la même d’uncomposé à un autre

IV. 4 Isomérie de fonction

Les isomères de fonction sont des composés organiques présentant des fonctionsorganiques différentes.

228

Exemples

H2C=CH–CH2–CH3 ,

CH3

CH3–CH–CH–-CH3

CH3

CH3

CH3–C–CH2–CH3.

CH3

H2C=C –CH3CH3

(a) (b)

(c) (d)

H2C=CH–CH2–CH2–CH3 CH3–CH=CH–CH2–CH3

(a) (b)

Les composés (a) et (b) sont des isomères de chaîne car ils présentent la mêmefonction organique (une double liaison) située à la même position (elle est située entreles carbones 1 et 2) et des chaînes différentes.Les composés (c) et (d) sont aussi des isomères de chaîne car ils présententsimplement des chaînes hydrocarbonées différentes.

Les composés de formule (a) et (b) sont des isomères de position car ils présententla même fonction organique (une double liaison) située à des positions différentes surla même chaîne.

H2C=CH–CH = CH–CH3 C H3–C ≡ C–CH2–CH3

(a) (b)Le composé de formule (a) appartient à la famille des polythènes, le composé deformule (b) appartient à la famille des éthynes : ce sont des isomères de fonction.

Exemples

Exemples


229

Figure 8: Représentation par les modèles moléculaires. Figure9 : Représentation des schémasde LEWIS

(a) (b) (a) (b)

Pour le composé (a) les atomes d’hydrogène et les groupements méthyle CH3 sont situés du

même côté de la liaison double, pour le composé (b) ils sont situés de part et d’autre.Les composés (a) et (b) ne sont pas superposables. Ils sont différents. Ce sont des isomèrescar ils ont la même formule brute mais sont différents l’un de l’autre par la position dans l’espacedes hydrogènes et des méthyles. On dit qu’ils sont des isomères géométriques Z et E.L’isomère (a) est l’isomère Z (Z est l’initiale de Zusammen qui, en allemand, signifie ensemble).Ce sont les groupes méthyle qui sont ensemble c’est-à-dire situés d’un même côté par rapportà la double liaison. Il en est de même pour les atomes d’hydrogène.L’isomère (b) est l’isomère E (E est l’initiale de Entgegen qui, en allemand, signifie opposé).Ce sont les groupes méthyle qui sont opposés c’est-à-dire situés de part et d’autre par rapportà la double liaison. Il en est de même pour les atomes d’hydrogène.

Soit un hydrocarbure aliphatique saturé (A) de masse molaire M = 58 g.mol-1.

1. En désignant par n le nombre de mole d’atome de carbone, donner la formule brute

de ce composé en fonction de n.

2. Exprimer la masse molaire M de (A) en fonction de n.

3. En déduire la formule brute de (A).

4. Ecrire les formules semi développées possibles pour (A).

5. Donner le nom de chacun des hydrocarbures obtenus.

Donnée : Les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont : H = 1 et C =12.

229


IV. 5 Isomérie géométrique Z et E

L’isomérie géométrique Z et E est un type particulier d’isomérie lié à la présence dedouble liaison dans la chaîne carbonée. Pour cela considérons la molécule debut-2-ène et construisons le modèle moléculaire correspondant. On obtient deuxcomposés différents par la position dans l’espace des deux groupes méthyle (fig.8).Les schémas de Lewis correspondants à ces deux composés sont représentés par lafigure 9.

13

230

Soient les hydrocarbures (A) et (B) à 4 atomes de carbone, appartenant

respectivement à la famille des éthènes (ou alcènes) et des éthynes (ou alcynes).

1. Ecrire la formule brute de (A) et de (B).

2. Donner les formules semi développées possibles pour (A) et pour (B).

3. Trouver le nom de chacun des hydrocarbures obtenus.


Solution

-Les hydrocarbures aliphatiques saturésfont partie des alcanes.

- Les formules semi développés d’unhydrocarbure saturé doivent respecter latétravalence du carbone.

- Utiliser correctement les règles denomenclature des hydrocarbures saturés.

1. La formule brute de l’hydrocarbure aliphatique saturé

est CnH2n+2.

2. Soit M la masse molaire de (A) :

M = 12.n + 2.n + 2 = 14.n + 2.

3. Pour déterminer la formule brute de (A) calculons n:

M =14.n + 2 = 58 d’où : n = = 4.

La formule brute de (A) est: C4H10.

4. Les formules semi développées possibles de (A) sont :

(a) (b)

5. Pour le composé (a) la chaîne la plus longue est à 4

atomes de carbone. Le nom de ce composé est le

butane.

Pour le composé (b) la chaîne la plus longue est à 3

atomes de carbone. Le nom de ce composé est le 2-

méthylpropane.

1456


CH3–CH2–CH2–CH3 CH3–CH–CH3

CH3


231


Solution

- Les hydrocarbures aliphatiques insaturésfont partie des alcènes s’ils contiennentdans leurs chaînes carbonées une liaisondouble.

- Les hydrocarbures aliphatiques insaturésfont partie des alcynes s’ils contiennentdans leurs chaînes carbonées une liaisontriple.

- Les formules semi développés d’unhydrocarbure doivent respecter latétravalence du carbone.

- Utiliser correctement les règles denomenclature des hydrocarbures insaturés.

1. La formule brute d’un alcène est de la forme CnH2n.

Comme n = 4, la formule brute de (A) est: C4H8.

La formule brute d’un alcyne est de la forme CnH2n-2.

Comme n = 4, la formule brute de (B) est: C4H6.

2. Les formules semi développées possibles pour (A)

sont :

a1) CH3–CH2–CH=CH2a2) CH3–CH=CH–CH3a3) CH3–C=CH2

CH3 Les formules semi développées pour (B) sont :

b1) CH3–CH2–C≡ CH

b2 ) H3C–C ≡ C–CH3

3. Cas des isomères de (A) :

- Pour le composé a1 on a une chaîne linéaire à 4

atomes de carbone et une double liaison entre les

carbones d’indice 1 et 2 : le nom de (a1) est: but-1-ène.

- Pour a2 on a une chaîne linéaire à 4 atomes de

carbone et une double liaison entre les carbones

d’indice 2 et 3 : le nom de (a2) est : but-2-ène.

- Pour a3 on a une chaîne linéaire à 3 atomes de

carbone, une double liaison entre les carbones d’indice

1 et 2 et un groupe méthyle en position 2 ; le nom de

(a3) est : 2-méthylprop-1-ène.

Cas des isomères de (B)

- Pour b1 on a une chaîne linéaire à 4 atomes de

carbone et une triple liaison entre les carbones

d’indice1 et 2 : le nom de (b1) est : but-1-yne.

- P our b2 on a une chaîne linéaire à 4 atomes de

carbone, une triple liaison entre les carbones d’indice

2 et 3 : le nom de (b2) est : but-2-yne.

13

232

♦ Pour un hydrocarbure aliphatique saturé la chaîne carbonée peut être linéaire ouramifiée.

♦ Pour un hydrocarbure aliphatique insaturé la chaîne carbonée linéaire ou ramifiée présente une liaison double ou une liaison triple.

♦ La formule brute d’un alcane est CnH2n+2, celle d’un alcène est CnH2n et celle d’un alcyne est CnH2n-2.

♦ A une même formule brute peut correspondre plusieurs formules semi développées possibles appelées isomères.

♦ Les isomères de chaîne sont des composés organiques qui présentent la mêmefonction organique greffée sur des chaînes carbonées de nature différente.

♦ Les isomères de position sont des composés organiques pour lesquels la position de la fonction organique au niveau de la chaîne carbonée n’est pas la même d’un composé à un autre.

♦Les isomères de fonction sont des composés organiques présentant des fonctions différentes.

♦ L’isomérie géométrique Z et E est un type particulier d’isomérie lié à la présencede double liaison dans la chaîne carbonée.


Adresses de sites internet conseillés a) http://www.faidherbe.orgb) http://perso.wanado.frc) http://www.chimix.comd) http://www.websciences.fr


233

1. Les hydrocarbures sont des composés constitués des éléments ………et

…………

2. La chaîne carbonée d’un hydrocarbure aliphatique insaturé peut être

……….ou ………….

3. Les alcanes sont des hydrocarbures aliphatiques de formule brute …………

4. Les alcynes sont des hydrocarbures aliphatiques de formule brute …………

6. Les composés ayant la même formule brute et des formules

……………..différentes sont appelés des ……………….



Verifier ses acquis

1. Dans un hydrocarbure aliphatique de formule brute CnH2n+2 :a) toutes les liaisons sont simples ;b) la chaîne carbonée est toujours linéaire ;c) certaines liaisons sont multiples.

2. Les isomères sont des composés :a) de même formule brute ;b) de formules semi développés différentes ;c) de formules développées identiques.


1. Pour trouver le nom d’un hydrocarbure aliphatique saturé on numérote toujours la chaîne principale de droite à gauche.

2. Pour trouver le nom d’un hydrocarbure aliphatique insaturé de formule brute CnH2n on considère comme chaîne carbonée principale celle qui ne renferme pas la liaison double.

3. Pour trouver le nom d’un hydrocarbure aliphatique insaturé de formule brute CnH2n-2 on considère comme chaîne carbonée principale celle qui renferme la triple liaison.



13

234


Exercice 1

Nommer les hydrocarbures aliphatiques suivants :

CH3–CH–CH2–CH3 CH3–CH– CH–CH3 CH3

CH3–CH2 CH3 CH2–CH3 CH3–C– CH2–CH3

CH3

CH3–CH2–CH=CH–CH3 CH3–CH2–C=CH–CH3 CH3–CH–CH–CH3

CH3 CH3 C ≡ CH

a) b) c)

d) e) f)

Exercice 2

Ecrire les formules semi développées des hydrocarbures suivants :

a) 2-méthylbutane ; e) 3-méthylbut-1-ène ; b) 3-méthylpentane ; f) 3,3-diméthylbut-1-yne ; c) 2,4-diméthylhexane ; g) 2,2-diméthylhex-3-yne ;d) pent-2-ène ; h) 3-éthyl, 3-méthylpent-1-ène.

Exercice 3

On considère les hydrocarbures suivants :

Préciser lesquels sont :1. des isomères de chaîne ;2. des isomères de position;3. des isomères de fonction.

CH3-CH-C ≡ C-CH3 , CH3-CH=CH-CH2-CH2-CH3,

CH3(a) (b)

CH3-CH-CH2-C ≡CH, CH3-CH=CH-CH-CH3,

CH3 CH3(c) (d)

CH3-CH-CH2-CH2-CH3, CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3,

CH3(e) (f)


235235

UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESEPour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont : H =1 et C =12.

Exercice 5La masse molaire moléculaire d'un alcène est M = 84 g.mol-1.1. Donner la formule brute de cet alcène.2. Donner les formules semi développées possibles et les noms des différents isomères

correspondant.

Exercice 6

La masse molaire moléculaire d'un alcyne est M = 82 g.mol-1.1. Donner la formule brute de cet alcyne.2. Donner les formules semi développées possibles et les noms des différentsisomères correspondant.

Exercice 7

Une bouteille de gaz utilisée pour le camping contient une masse m = 0,400 kg de gazbutane C4H10.

1. Déterminer la quantité de matière de butane dans la bouteille.2. Déterminer le volume de gaz correspondant à la masse de butane contenu dans la

bouteille.

On admettra que le volume molaire des gaz est Vm = 24 L.mol-1.

Exercice 4

On considère les hydrocarbures suivants :CH3- CH2-CH=CH-CH2-CH3 (a), CH3- CH2-CH=CH2 (b), CH3- C≡C-CH3 (c).1. Préciser lesquels parmi ces composés peuvent présenter l’isomérie géométrique Z et E.2. Représenter quand cela est possible l’isomère Z et l’isomère E.

13

236236

Le pétrole brut est un liquide visqueux de couleur noire. Il a pour origine la

décomposition de la matière organique d'origine végétale et animale et se trouve

emprisonné dans des roches imperméables.

Les principaux constituants du pétrole sont les hydrocarbures, mais on peut trouver

aussi des composés indésirables en faible proportion comme les dérivés soufrés et

oxygénés. Le raffinage du pétrole se fait par distillation fractionnée et a pour but de

séparer les mélanges d’hydrocarbures et d’éliminer les composés indésirables.

Les principaux produits isolés sont :

a) les gaz liquéfiés, principalement du butane et du propane ;

b) L’essence formée par un mélange d’hydrocarbures allant de l’heptane

C7H16 au nonane C9H20. Ces composés doivent subir plus tard le reformage

catalytique pour donner les carburants nécessaires pour les moteurs à explosion.

c) Le pétrole lampant ou kérosène utilisé comme carburant dans les moteurs

à réaction.

d) Le gazole utilisé comme carburant dans les moteurs diesels.

e) Les fiouls utilisés pour le chauffage domestique et industriel.

f) Les huiles lubrifiantes, les paraffines et les bitumes.

LE PETROLE ET LE GAZ NATUREL

Schéma d’une tour de distillation

La presque totalité des produits lourds tels que

le kérosène et le gazole qui sont des mélanges

d’hydrocarbures saturés allant du décane

C10H22 à l’hexadécane C16H34 sont

transformés par craquage en produits légers.

Le pétrole constitue ainsi une source d’énergie

et aussi une source de matières premières pour

l’industrie pétrochimique.

1- Nommer les principaux gaz isolé à partir du

pétrole. Donner leur formules semi- dévelopées.

2- Donner la formule semi-dévelopée et le

nom de quelques constitutants de l’essence.



237

Chapitre 14

Prérequis

Objectifs

L´élève sera capable de :– citer quelques réactions spécifiques des hydrocarbures

aliphatiques saturés et insaturés.

- Liaison de covalence simple.- Liaison double et liaison triple entre les atomes de

carbone.-Hydrocarbures aliphatiques saturés et hydrocarbures

aliphatiques insaturés.

La photo ci-dessus représente deux récipients remplis de butane C4H10 et de

but-1-ène C4H8 gazeux. Les formules semi développés de ces composés sont

respectivement : H3C–CH2–CH2–CH3 et H3C–CH2–CH = CH2.

Les molécules de ces deux hydrocarbures aliphatiques renferment le même nombred’atome de carbone. Le butane C4H10 et le but-1-ène C4H8 ont-ils les mêmes

propriétés chimiques ?

ETUDE DE QUELQUES REACTIONS SPECIFIQUES DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES SATURES ET INSATURES

Bouteille à gaz de butane Récipient à gaz de but-1-ène

238

ETUDE DE QUELQUES REACTIONS SPECIFIQUES DES

HYDROCARBURES ALIPHATIQUES SATURES ET

INSATURES

I. LES REACTIONS DE SUBSTITUTION SUR LES HYDROCARBURES

ALIPHATIQUES SATURES

I.1 Action du dichlore sur le méthane

I .1 .a Expér ience

On dispose de deux éprouvettes à gaz contenant un mélange de méthane CH4 et de

dichlore Cl2 gazeux. Retourner les éprouvettes sur une cuve remplie d’eau salée

additionnée de quelques gouttes de Bleu de Bromothymol (B.B.T) et exposer l’unedes éprouvettes à la lumière diffuse du soleil et maintenir l’autre à l’obscurité enl’enveloppant avec un cache en feuille d’aluminium ou en carton (fig.1).

C h a p i t r e 1 4 : Etude de quelques réactions spécifiques des hydrocarbures aliphatiques

Figure.1 Réaction du dichlore Cl2 avec le méthane CH4.

Remarques

a) L’eau salée dissout très faiblement le dichlore Cl2 et le méthane CH4 gazeux.

b) Il faut manipuler le dichlore avec précaution car il s’agit d’un gaz toxique.

I . 1 .b Obse rva t ionsAprès un certain temps noter que dans le mélange exposé à la lumière :

- la couleur jaune verdâtre du dichlore disparaît progressivement ;- le niveau de l’eau salée monte dans l’éprouvette et la solution contenue dans

la cuve à eau jaunit: il s’agit d’une solution acide;- de fines gouttelettes d’aspect huileux apparaissent sur les parois internes de

l’éprouvette.Pour le mélange maintenu à l’obscurité il ne se produit aucune réaction car lemélange reste identique à lui-même (même couleur, même niveau de l’eau dans letube à essais, etc.).

239

14

239

Modèles éclatés des composés (a) et (b)

Modèles éclatés des composés (c) et (d)

I . 1 . c I n t e r p r é t a t i o n

La disparition de la couleur jaune verdâtre du dichlore prouve que celui ci a réagi avecle méthane. Il se produit du chlorure d’hydrogène HCl gaz qui se dissout et se

dissocie dans l’eau salée en ions hydronium H3O+ et en ions chlorure Cl- ce qui

permet d’expliquer le caractère acide de la solution.

HCl (g) + H2O � H3O+ + Cl-.

Le liquide contenu dans les gouttelettes huileuses et le gaz qui le surmonterenferment un mélange de dérivés chlorés de formules CH3Cl, CH2Cl2, CHCl3 et

CCl4.

Les équations chimiques des réactions produites sont :

CH4 + Cl2 � CH3Cl + HCl (a) : Monochlorométhane(a)

CH3Cl + Cl2 � CH2Cl2 + HCl (b) : Dichlorométhane(b)

CH2Cl2 + Cl2 � CHCl3 + HCl (c) : Trichlorométhane

(c)

CHCl3 + Cl2 � CCl4 + HCl (d) : Tétrachlorométhane.

(d)

Les dérivés chlorés résultent de la substitution d’un ou de plusieurs atomesd’hydrogène par un ou plusieurs atomes de chlore. La réaction produite est uneréaction de substitution.A l’aide des modèles moléculaires noter que les produits de substitution (a), (b), (c),et (d) ont une structure tétraédrique comme la molécule de méthane CH4 et que

l’angle de liaison autour de l’atome de carbone reste proche de 109°.

240

Pour les autres hydrocarbures aliphatiques saturés tels que l’éthane C2H6 ou le

butane C4H10 la réaction du dichlore donne aussi un dégagement de chlorure

d’hydrogène et un mélange de dérivés de substitution.

Une réaction de substitution est donc une réaction où on a remplacé un ou plusieursatomes d’hydrogène par un ou plusieurs atomes monovalents (Cl, Br, etc.) sansmodification de la chaîne carbonée.

I.2 Action du dibrome sur le butane

I . 2 . a Expér i ence e t obse rva t ions

Faire barboter du gaz butane C4H10 dans un flacon exposé à la lumière diffuse dusoleil et contenant une solution aqueuse diluée de dibrome de couleur jaune brun.Un liquide huileux non miscible à l’eau de brome se forme et un gaz se dégage. Cegaz va barboter dans une solution aqueuse verte de bleu de bromothymol (B.B.T) cequi provoque le changement de sa couleur progressivement du vert au jaune (fig.2).

Figure.2 Réaction du dibrome Br2 avec le butane C4H10.

I . 2 . b I n t e r p r é t a t i o n

Le gaz dégagé est du bromure d’hydrogène HBr qui se dissout dans l’eau et s’ionise

en ions hydronium H3O+ et en ions bromure Br- :

HBr(g) + H2O � H3O+ + Br-.Les ions hydronium H3O+ rendent acide la solution contenant le B.B.T ce qui expliquele changement de couleur de cette solution du vert au jaune.Le liquide huileux est constitué d’un mélange de dérivés bromés résultant de lasubstitution à chaque fois d’un ou plusieurs atomes d’hydrogène par un ou plusieursatomes de brome. Les équations des réactions de substitution s’écrivent de la mêmefaçon que celles ayant lieu au cours de la réaction du méthane avec le dichlore.

C4H10 + Br2 � C4H9Br + HBr

C4H9Br + Br2 � C4H8Br2 + HBr

C4H8Br2 + Br2 � C4H7Br3 + HBr

etc ...


241

14Dans les dérivés bromés de substitution la géométrie de la molécule estconservée. L’angle de liaison autour de l’atome de carbone reste proche de109° comme pour les dérivés chlorés issus de la réaction du dichlore sur leméthane.

I . 3 . Conclus ion

Les hydrocarbures aliphatiques saturés sont des hydrocarbures dont les molécules

renferment uniquement des liaisons simples carbone-carbone et carbone-

hydrogène. Ils donnent lieu seulement à des réactions de substitution d’un ou

plusieurs atomes d’hydrogène par un ou plusieurs atomes d’un autre élément sans

modification de la structure de la chaîne carbonée.

I I . L E S R E A C T I O N S D ’ A D D I T I O N S U R L E S H Y D R O C A R B U R E S

ALIPHATIQUES INSATURES

Les hydrocarbures aliphatiques insaturés renferment dans leur chaîne carbonée une

liaison double ou une liaison triple carbone carbone sur laquelle on peut effectuer des

réactions d'addition. Au cours de ces réactions la liaison multiple “s'ouvre“ et des

atomes ou des groupements d’atomes peuvent venir engager des liaisons covalentes

simples avec les deux atomes de carbone qui étaient doublement liés (schéma 1) ou

triplement liés (schéma 2) selon les schémas réactionnels (1) et (2) suivant :

Schéma 1 : Addition de AB sur un éthène. Schéma 2 : Addition de A2 sur un éthyne.

+

242

II.1 Action du dibrome sur l’éthène C2H4I I .1 .a Expér ience e t obse rva t ions

Faire barboter de l’éthène gaz dans une solution aqueusediluée de dibrome, de couleur jaune-brun, contenue dansun verre à pied sur les bords duquel on a placé un papierpH de manière qu’il trempe dans la solution.La coloration de la solution disparaît progressivement etle papier pH ne subit aucun changement de couleur(fig.3).

Figure.3 : Réaction du dibromeBr2 avec l’éthène C2H4

I I . 1 .b In t e rp ré t a t i on

La disparition de la couleur jaune-brun de la solution de dibrome montre que Br2 a

réagi spontanément avec l’éthène C2H4. Le papier pH n’indique pas la formation d’un

acide donc la réaction n’a pas donné lieu à un dégagement de bromure d’hydrogèneHBr comme c’était le cas avec les hydrocarbures aliphatiques saturés. Il ne s’agitdonc pas d’une réaction de substitution. Le produit obtenu est un dérivé dibromé quirésulte de l’addition de Br2 sur l’éthène C2H4. L’équation chimique de la réaction est:

CH2 = CH2 + Br2 � CH2Br – CH2Br

A l’aide des modèles moléculaires noter que les angles de liaison autour de chaqueatome de carbone sont proches de 109° dans le dérivé dibromé C2H4Br2 alors qu’ils

étaient proches de 120° dans la molécule d’éthène. La molécule de 1,2-dibromoéthane n’est pas plane.Les réactions d’addition provoquent une modification de la structure de la moléculede départ contrairement aux réactions de substitution.

1,2-dibromoéthane


14

243

II.2 Action de l’eau sur l’éthène C2H4

A une température voisine de 300°C et sous une pression très élevée la vapeur d’eaupeut réagir sur l’éthène. La réaction se produit en présence d’acide sulfurique H2SO4qui joue le rôle de catalyseur. On obtient l’éthanol C2H5OH qui est un alcool.

L’équation chimique de la réaction d’addition est:

H2C= CH2 + H–OH � H3C–CH2OH

Remarque

L’éthanol est un composé très utilisé dans l’industrie chimique. On peut le préparer aussi parfermentation des jus sucrés contenant par exemple du glucose. La fermentation a lieu parl’action d’enzymes qui jouent le rôle de catalyseurs.

II.3 Action de l’eau sur le propène C3H6

Dans des conditions similaires à celles de l’addition de l’eau sur l’éthène C2H4, la vapeur d’eau

réagit sur le propène C3H6 en donnant un mélange de deux alcools (A1) et (A2) de même

formule brute C3H7OH. L’expérience montre que l’un des alcools (A2) est le produit majoritaire.

Les équations chimiques des réactions d’addition sont:

Nota.

D’une manière générale et chaque fois que les éthènes sont dissymétriques c’est-à-

dire que les carbones doublement liés ne comportent pas le même nombre d’atome

d’hydrogène, l’addition d’eau conduit à un mélange de deux alcools. L’alcool

majoritaire est celui correspondant à la fixation du groupement OH sur le carbone

portant le moins d’atomes d’hydrogène.

H3C– CH = CH2 + H–OH � H3C–CH–CH3

OHalcool (A2) majoritaire

Propan-2-ol.

H3C– CH = CH2 + H–OH � H3C–CH2–CH2OH

alcool (A1) minoritaire

Propan-1-ol.

244

Remarques

a) Il est recommandé de préparer l’éthyne C2H2 gaz par réaction de l’eau sur le carbure de calcium CaC2 solide au moment même où on réalise la réaction d’addition de l’eau H2O avec l’éthyne C2H2.

b) Le gaz dégagé par la réaction d’addition de l’eau sur l’éthyne doit être refroidi parbarbotage dans l’eau froide avant de le tester avec le réactif de Schiff car ce réactifdevient rose par simple chauffage.

c) Pour éviter le retour d’eau dans les flacons suite à la diminution de la pression provoquée par la diminution du débit d’éthyne, on recommande l’ouverture de l’undes flacons à l’air libre en fin de réaction.

II.4 Action de l’eau sur l’éthyne C2H2

I I .4 . a Expér ience e t obse rva t ion

Faire barboter un courant d’éthyne C2H2, purifié par une solution aqueuse de sulfate

de cuivre (II), dans une solution aqueuse de sulfate de mercure (II) HgSO4 contenant

quelques gouttes d’acide sulfurique H2SO4 et préalablement chauffée à 80°C

environ. Il se dégage un gaz ayant l’odeur de “pomme“. Ce gaz refroidi par barbotage dansl’eau froide, fait virer au rose une solution incolore formant le réactif de Schiff (fig.4).

I I . 4 . b I n t e rp r é t a t i on

L’odeur de “pomme“ et le virement au rose du réactif de Schiff indiquent la formationd’un produit nouveau qui fait partie de la famille des aldéhydes appelé éthanal deformule :

Figure.4 : Réaction de l’eau avec l’éthyne C2H2


245

14

Pour expliquer la formation de ce produit on propose le schéma réactionnel suivant ;

L’énol est un intermédiaire instable, il évolue en éthanal.

Un hydrocarbure aliphatique saturé (A) a une masse molaire moléculaire M = 58 g.mol-1.

a) Trouver la formule brute de (A).

b) Ecrire les formules semi développées possibles et donner le nom des

différents isomères de (A).

c) Identifier par son nom le composé (A1) sachant qu’il présente une chaîne

ramifiée.

L’action du dibrome sur l’hydrocarbure (A1) en présence de lumière riche en U.V

donne un mélange de dérivés bromés dont l’un est un dérivé dibromé noté (B).

a) Ecrire l’équation chimique de la réaction conduisant à la formation de (B) en

utilisant les formules brutes.

b) Donner les formules semi-développées possibles de (B) et le nom des

isomères correspondants.

c) La structure de l’hydrocarbure de départ (A1) a-t-elle été modifiée au cours

de cette réaction ?

L’un des isomères (B1) de (B) peut être obtenu par réaction d’addition du

dibrome sur un alcène.

a) Trouver la formule brute de cet alcène.

b) Ecrire la formule semi-développée et le nom de cet alcène.

c) Ecrire l’équation de la réaction d’addition en utilisant les formules brutes.

d) La structure de l’hydrocarbure de départ a-t-elle été modifiée au cours de

cette réaction ?

1.

2.

3.

EXERCICE RESOLU

246


Solution

- La masse molaire moléculaire est lasomme des masses molaires atomiquesdes atomes qui constituent l’alcane.- Appliquer les régles de nomenclature deshydrocarbures aliphatiques saturés.

- Savoir écrire l’équation de la réaction desubstitution d’un alcane.

- La structure des hydrocarburesaliphatiques saturés n’est pas modifiée parles réactions de substitution.

1. La formule brute d’un alcane est CnH2n+2. Sa masse

molaire moléculaire est :

M = 14n + 2 = 58 d’où :n = 4.

La formule brute de l’alcane (A) est: C4H10.

b) Les formules semi-dévelopées possibles de (A) et

les noms correspondants sont :

H3C – CH2 – CH2 – CH3 ; butane

; 2-métyhylpropane

c) Le 2-métyhylpropane est le seul isomère à chaîne

ramifiée de formule brute C4H10. Le composé (A1)

est donc le 2-méthylpropane.

2. a)

(A) est un hydrocarbure aliphatique saturé, il donne

avec le dibrome une réaction de substitution.

L’équation chimique conduisant à la formation de (B)

s’écrit:

C4H10 + 2 Br2 � C4H8Br2 + 2 HBr.

(A) (B)

b) Les formules semi-dévelopées possibles de (B) et

les noms correspondants sont :

CH3-CH-CHBr2 1,1-dibromo, 2-méthylpropane.

CH3c) Durant ces réactions de substitution chaque

atome de brome qui se substitue à un atome

d’hydrogène se lie à l’atome de carbone par une

liaison covalente simple de façon que la structure de

l’hydrocarbure de départ (A1) reste conservée.


247247


Solution

- Savoir écrire l’équation de la réactiond’addition du dibrome sur un alcène.

- La structure des hydrocarburesaliphatiques insaturés est modifiée par lesréactions d’addition.

3. a) L’alcène de formule brute C4H8 est celui qui

permet de former un composé de formule C4H8Br2par addition du dibrome.

b) Seul le 1,2-dibromo, 2-méthylpropane peut être

obtenu par addition du dibrome sur le

2-méthylprop-1-ène dont la formule semi développée

est :

c) L’équation de la réaction d’addition s’écrit :

C4H8 + Br2 � C4H8Br2d) Durant cette réaction d’addition chaque atome de

brome se lie à chaque atome de carbone

doublement lié. Dans le dérivé C4H8Br2 les angles

de liaison autour des atomes de carbones sont

proches de 109° alors qu’ils étaient proches de 120°

dans la molécule de 2-méthylprop-1-ène. La structure

de l’hydrocarbure de départ a été donc modifiée.

♦ Dans une réaction de substitution d’un alcane, un ou plusieurs atomes d’hydrogènesont remplacés par un ou plusieurs autres atomes monovalents (ou groupe d’atomes).

♦ La structure de la molécule de l’alcane initial est conservée au cours d’une réaction de substitution.

♦ Les réactions d’addition se produisent sur les éthènes et les éthynes et sont catalysées.

♦ Au cours d’une réaction d’addition sur un éthène, les atomes ou les groupes d’atomes de la molécule du réactif viennent se fixer sur les carbones doublement liés.

♦ La structure de la molécule de l’hydrocarbure aliphatique insaturé initial n’est pas conservée au cours d’une réaction d’addition.


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14

248

1. Dans une réaction de substitution d’un hydrocarbure aliphatique………, un ou plusieurs atomes d’hydrogène sont ……………….par un ou plusieurs autres atomes.2. Dans une réaction de substitution il y a ……………… de la structure.3. La chloration du méthane est catalysée par la ……………….4. Les éthènes et les éthynes donnent lieu à des réactions…………….5. Un aldéhyde peut être obtenu par la réaction d’addition de ………….sur un ………………


1. Au cours de la réaction de substitution du méthane par le dichlorea) on opère à l’obscurité ;b) on expose le mélange à la lumière diffuse riche en U.V ;c) on retourne le mélange sur la cuve contenant de l’eau distillée ;d) il se forme le chlorure d’hydrogène soluble dans l’eau salée.

2. L’addition de l’eau sur un alcène produit :a) un aldéhyde ;b) un alcool.

3. Le réactif de Schiff permet de caractériser :a) les alcools ;b) les aldéhydes ;c) les hydrocarbures aliphatiques insaturés.

4. L’addition du dichlore sur un éthène :a) donne un dérivé monochloré ;b) donne un dégagement de chlorure d’hydrogène ;c) modifie la structure de la molécule d’éthène.


1. Un alcène peut subir une réaction de substitution.2. La réaction de substitution est une réaction spécifique pour les

hydrocarbures aliphatiques saturés.3. La réaction d’addition sur un éthène conserve la structure de la molécule.4. Les réactions d’adition ne nécessitent pas de catalyseur.




Verifier ses acquis


249

14

249

UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLESPour tous les exercices : - Les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont:

H = 1 ; C = 12 ; Cl = 35,5 et Br = 80.

- Le volume molaire moléculaire des gaz est pris égal à VM = 24 L.mol-1.

Exercice 1

Au cours de la réaction du dibrome sur le propane on peut obtenir un dérivé dibromé etun dégagement gazeux de bromure d’hydrogène.1. Ecrire la formule brute du dérivé dibromé.2. Ecrire l’équation chimique de la réaction de substitution qui donne ce composé.3. Ecrire les formules semi développées possibles et les noms des isomères possiblesdu dérivé dibromé.

Exercice 2

On veut réaliser la chloration complète de 12 cm3 de mèthane CH4 gaz.1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de substitution.2. Nommer le produit obtenu.3. Calculer le volume de dichlore nécessaire à cette chloration.4. Calculer la masse du dérivé chloré obtenu.

Exercice 3

Compléter les équations des réactions chimiques suivantes :1. C4H10 + …… Cl2 � C4H7Cl3 + ……..2. H2C =CH2 + Br2 � .........................3. HC ≡ CH + H2O � ......................


Exercice 4

On réalise l’addition du dichlore sur un éthène gazeux (A) de formule brute CnH2n, onobtient un composée (B) de masse molaire moléculaire M = 127 g.mol-1.1. Ecrire l’équation chimique de la réaction d’addition.2. Calculer le nombre n d’atomes de carbone contenu dans cet hydrocarbure (A) et en

déduire sa formule brute.3. Ecrire les formules semi-developpées et les noms des isomères de (A) et de (B).4. Calculer le volume V de dichlore gazeux qui a réagit avec 0,224 g de (A) et la masse

m du produit d’addition obtenu.

Exercice 5

Un hydrocarbure aliphatique saturé (A) de formule brute CnH2n+2 réagit avec dudibrome. On obtient un composé (B) disubstitué renfermant 79,2% en masse de brome.1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de substitution.2. Déterminer le nombre n d’atomes de carbone contenu dans cet hydrocarbure (A).3. En déduire les formules brutes de (A) et de (B).4. Ecrire les formules semi-développées et les noms des isomères possibles de (B).5. Un des isomères de (B) noté (B1) est obtenu par addition du dibrome sur un

hydrocarbure aliphatique insaturé (C).a) Ecrire la formule semi-développée de (B1). b) En déduire la formule semi-développée et le nom de (C).c) Ecrire l’équation chimique de la réaction d’addition donnant (B1).

Exercice 6

On considère l’hydrocarbure aliphatique insaturé (A) suivant : H3C – C ≡ C – CH3

1. Nommer le composé (A) et préciser à quelle famille d’hydrocarbure aliphatique il appartient .

2. Le composé (A) réagit avec l’eau en présence d’acide sulfurique H2SO4 concentré.On obtient un produit (B) qui fait rosir le réactif de Schiff.

a) Ecrire l’équation chimique de la réaction.b) A quelle famille appartient le composé (B) ?

Exercice 7

On dispose d’un mélange gazeux de deux hydrocarbures aliphatiques (A) et (B), deformules brutes respectives C3H8 et C3H6 et de volumes respectifs V1 = 39,2 cm3 etV2 = 28,8 cm3.1. On fait réagir ce mélange sur du dibrome à l’obscurité.

a) Lequel des deux composés va réagir avec le dibrome ?b) Ecrire l’équation chimique de la réaction qui se produit.c) Calculer la masse de dibrome qui a réagi.

2. On fait réagir sur un mélange identique au précédent, du dibrome en présence de lumière.

a) Indiquer les réactions chimiques qui peuvent avoir lieu dans ces conditions.b) Ecrire l’équation chimique de la réaction de monobromation.c) Calculer la masse de dibrome qui a réagi.

250


Chapitre 15

Prérequis


- différencier un monomère d’un polymère;- écrire l’équation chimique d’une réaction de polyaddition;

- donner la formule générale du polyéthène (ou polyéthylène) ;- préciser le domaine d’utilisation de quelques polymères

courants.

- Les réactions d’addition.

Les meubles en plastiques, les bouteilles d’eau minérale et de boissons gazeuses,les pots de yaourts, les flacons et les boites en plastique utilisées pour la conservationdes aliments, etc. sont fabriqués à partir de polymères synthétiques désignés par lesabréviations P.E ; P.V.C; P.S,etc. Le maïs, la pomme de terre, le blé (etc.…) sont les sources d’amidon qui est unpolymère glucidique naturel. Qu’est ce qu’il y a en commun entre les peintures, les tissus synthétiques (nylon,tergal, polyester etc.) et les matières plastiques ? Qu’est ce qu’une réaction depolymérisation ?Qu’est ce qu’un polymère ? Que signifie l’abréviation P.E ; P.S ; P.V.C etc. ?

LES REACTIONS DE POLYMERISATION

Un tissu en nylon Matériel de laboratoirede chimie en plastique

Des boites de peintures

251

252

LES REACTIONS DE POLYMERISATION

I. LES REACTIONS DE POLYMERISATION

L’analyse des tissus synthétiques comme le nylon ou le tergal, des peintures et desvernis montrent que ces matériaux sont constitués de composés organiques ayantdes masses moléculaires élevées appelées macromolécules ou polymère. Lesréactions conduisant à ces dérivées sont des réactions de polymérisation.Ainsi une polymérisation est une réaction qui permet d’obtenir le polymère à partird’un nombre élevé de molécules identiques de masse moléculaire faible appeléesmonomères, ou de molécules différentes dites hétéromères. La réaction a lieu soit par polyaddition des molécules insaturées de plusieursmonomères identiques, soit par polycondensation d’hétéromères qui consiste àéliminer une molécule d’eau H2O ou d’ammoniac NH3 par exemple entre les

molécules monomères de structure différente.

Exemple de polymère obtenu par polyaddition :

n(CH2=CH–Cl) � CH3–CH – (CH2–CH)n-2 – CH=CH–Cl

Cl Cl Dans cet exemple le motif qui se répète plusieurs fois est -CH2–CH– correspondant

Cl à la molécule CH2=CH-Cl qui constitue le monomère. Le nombre n de motifs formant la macromolécule est appelé le degré depolymérisation du polymère.

Exemple de polymère obtenu par polycondensation

O

(n+1) HCO2–(CH2)4–CO2H +( n+1)NH2 –(CH2)6–NH2� HCO2–(CH2)4–C– [NH–

O O

(CH2)6 – NH – C – (CH2)4 – C]n – NH–(CH2)6 – NH2 + (2n+1) H2O.

Dans cet exemple le motif qui se répète plusieurs fois est -(CH2)4-CONH-(CH2)6-NH–CONH-

correspondant aux deux molécules HCO2–(CH2)4–CO2H et H2N-(CH2)6–NH2 qui

constituent les hétéromères car elles sont de structure différente.

Les polymères ont des propriétés particulières qui dépendent essentiellement de la

structure du monomère ou des hétéromères de départ et du degré de polymérisation.

C h a p i t r e 1 5 : L e s r é a c t i o n s d e p o l y m é r i s a t i o n

253

15II. EXEMPLES DE POLYMERE

I I . 1 Le polyéhène (P.E)

Dans des conditions convenables de température et de pression et en présence d’uncatalyseur adéquat, l’éthène C2H4 se polymérise et donne des macromolécules de

polyéthène (PE). L’équation chimique de la réaction est :n(CH2=CH2) � CH3–CH2–(CH2–CH2)n-2 – CH =CH2

La formule brute du polyéthène est de la forme C2nH4n et correspond de ce fait

à une répétition du motif –(CH2–CH2)– n fois.

La masse molaire moléculaire du polyéthène est égale à la masse molaire del’éthène multipliée par n.La figure 1 donne une représentation d’une partie de la molécule de polyéthène parles modèles moléculaires compacts.

Figure 1. Représentation d’une partie de la molécule de polyéthène

Tableau 1. Conditions d’élaboration et exemples d’utilisation du PEHD et du PEBD.

Selon le procédé de fabrication (tableau 1) et les conditions opératoires on obtient :a) le polyéthène haute densité (ou PEHD) ;b) le polyéthène basse densité (ou PEBD).

Le polyéthène basse densité ou PEBD présente une grande flexibilité aux bassestempératures. Il sert à la fabrication des articles ménagers, des sacs d’emballage, dessacs poubelles, des jouets, des bouteilles, des tuyaux, des flacons de laboratoire etcomme revêtement isolant des cables électriques.Le polyéthène haute densité est utilisé pour la fabrication des caisses rigides et destuyaux de canalisation et pour l’usinage des pièces techniques complexes comme lesroulements, etc.

Nature du polymère PEHD PEBD

Température de fabrication 90°C 200°C

Pression de fabrication 10 bars 2500 bars

Domaine d’utilisation - Fabrication de réservoirs.- Films pour l’emballage.- Canalisations - Casiers à bouteilles…

- Films adhésifs.- Films pour serres.- Sachets.- Jouets.- Tuyaux…

254

I I .2 Le polychlorure de v inyle (PVC)Il est obtenu par polyaddition du chloroéthène appelé couramment chlorure de vinylede formule CH2=CHCl. L’équation chimique de la réaction est :

n(CH2=CH-Cl) � CH3–CH–(CH2–CH)n-2 – CH=CH-Cl.

Cl ClAinsi la formule brute du PVC est de la forme C2nH3n Cln qu’on peut aussi écrire

sous la forme – (CH2 – CH)n– . Ainsi le motif qui se répète n fois est –CH2 – CH –

Cl ClLe PVC est utilisé pour la fabrication des gaines électriques, des gouttières, destuyaux souples pour les gaz, des fibres textiles connues sous le nom commercial deRhovyl, des bouteilles de stockage de l’eau minérale, etc.

Remarque

Il faut éviter de brûler les objets fabriqués à partir du polychlorure de vinyle car laréaction de combustion dégage du chlorure d’hydrogène HCl qui est un gaz toxiqueet nocif pour l’environnement puisqu’il donne par dissolution dans l’eau de l’acidechlorhydrique.

I I .3 Le polys tyrène (PS)

Le polystyrène est obtenu par polyaddition du styrène de formule C6H5-CH=CH2.L’équation chimique de la réaction est :

n(CH2=CH–C6H5) � CH3–CH–(CH2–CH–)n-2– CH = CH–C6H5

C6H5 C6H5

Le polystyrène est utilisé pour la fabrication des brosses à dents, des pinces à linge,des pots d’emballage de yaourt , des stylos à bille, etc.

I I .4 Le po lyméthac ry la te de mé thy le (PMMA)

Le polyméthacrylate de méthyle est un polymère très courant utilisé surtout pour lafabrication des objets translucides. Il est connu sous son nom commercial lePlexiglas.

Le polyméthacrylate de méthyle est préparé par polyaddition du méthacrylate de

méthyle de formule CH3–C=CH2. L’équation chimique de la réaction de

polymérisation est : COOCH3

CH3 CH3 CH3

n(CH3–C = CH2) � CH3– C– (CH2– C – )n-2 – CH = C

COOCH3 COOCH3 COOCH3 COOCH3


255

15

255

a ) L a l é g è r e t é

Les matériaux polymères sont plus légers que les matériaux traditionnels. Leursdensités sont comprises entre 0,9 et 1,8 quand ils sont à l’état compact alors que sousforme expansé ils ont des densités très faibles de l’ordre de 0,01 comme pour lepolyuréthane ou le polystyrène expansé.

b ) L e s p r o p r i é t é s o p t i q u e s

Plusieurs polymères sont transparents. Certains ont une transparence supérieure àcelle du verre. Par exemple le PMMA est utilisé pour la fabrication des enseigneslumineuses, des optiques de voiture, des lentilles de contact, des cristallins artificiels, etc.

c ) L ’ i m p e r m é a b i l i t é

Les polymères sont imperméables aux gaz et aux substances liquides. Cela expliqueleur très grande utilisation pour la fabrication des canalisations et des récipients deconservation.

d ) P r o p r i é t é s t h e r m i q u e s e t é l e c t r i q u e s

Les polymères, à quelques exceptions près, se dégradent quand on les chauffe : ondit qu’ils ont une stabilité thermique faible. Le polytétrafluoroéthylène (PTFE) connusous son nom commercial de tefal fait exception puisqu’il a une excellente stabilitéthermique.Les polymères sont de bons isolants électriques ce qui explique leur utilisation pourle revêtement des câbles électriques.

e ) P r o p r i é t é s m é c a n i q u e s

Les polymères sont plus ou moins résistants aux chocs. Par exemple lepolystyrène(PS), le polyméthacrylate de méthyle (PMMA) ou le polychlorure de vinyle(PVC) sont fragiles. Par contre le polychlorure de vinyle plastifié c’est-à-dire recouvertd’un film en plastique est considéré comme un matériau résistant pouvant servir pourla fabrication des pare-chocs de voiture.

III. PROPRIETES PHYSIQUES ET MECANIQUES DE QUELQUES

POLYMERES COURANTS

Grâce à leurs propriétés physiques et mécaniques intéressantes les polymèresont remplacé petit à petit les matériaux traditionnels tels que le bois ou le verre parexemple dans différents domaines de la vie courante. Parmi ces propriétés on cite :

Sous certaines conditions expérimentales le propène se polymérise en polypropylène.

1. Ecrire la formule semi développée du propène.

2. Ecrire l’équation chimique de la réaction de polymérisation.

3. Déterminer le degré de polymérisation du propène dans le cas où la masse molaire

moléculaire moyenne du polymère est égale à 54600 g.mol-1.

4. Calculer la quantité de matière de ce polymère nécessaire pour la fabrication de

1000 sacs d’emballage dont la masse de chacun est égal à 13,65 g.


Solution

- La formule générale des éthènes estCnH2n.

- Le nombre de moles d’atome de chaqueélément doit être conservé dans uneéquation chimique correctement écrite.

- Poser la relation qui permet de calculer ledegré de polymérisation à partir desmasses molaires moléculaires dumonomère et du polymère.

- La quantité de matière du polymère estégale au rapport de la masse de cepolymère par sa masse molairemoléculaire.

1. Le propène est un hydrocarbure aliphatique insaturé

de la famille des éthènes de formule générale

CnH2n. Comme sa chaîne carbonée contient trois

atomes de carbone sa formule brute est : C3H6.

La formule semi développée du propène est :

CH3–CH=CH2.

2. L’équation chimique de la réaction de polymérisation

du propène est:

n(CH3–CH=CH2) � CH3–CH–(CH2–CH)n-2-CH=CH–CH3

CH3 CH3

3. Soit MPP la masse molaire moléculaire moyenne du

polypropylène et MP la masse molaire moléculaire

du propène:

MPP = n x MP. D’où :

n = = = 1300.

4. Soit mPP la masse de polypropylène nécessaire pour

la fabrication de 1000 sacs d’emballage:

mPP = 1000 x 13,65 = 13650 g.

La quantité de matière nPP de polypropylène

nécessaire est :

nPP = = = 0,25 mol.

P

PP

M

M4254600

PP

PP

M

m5460013650

256

EXERCICE RESOLU


257

15

♦ Un polymère est un composé organique de masse molaire moléculaire élevée.♦ Une polymérisation résulte de la polyaddition de molécules insaturées de

plusieurs monomères, ou de la polycondensation d’hétéromères.♦ Le polyéthène résulte de la polymérisation de l’éthène.♦ Le degré de polymérisation d’un polymère est égal au nombre n de motifs

formant la macromolécule.


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258

1. L’addition d’un nombre élevé de molécules d’éthène les unes sur les autres est

une réaction de …….

2. Pour obtenir le chlorure de polyvinyle on utilise comme monomère le …………

3. Le nombre de molécule de monomère additionnée les unes aux autres est

le …………..de polymérisation.

4. Par polyaddition du styrène, on obtient un polymère appelé…………….............




1. Le polyéthène résulte:a) de l’addition d’eau sur l’éthène;b) de la polymérisation de n molécules d’éthène;c) de la polyaddition des molécules d’éthène et d’éthyne.

2. Une macromolécule est une molécule de masse molaire moléculaire :a) faible ;b) élevée.

3. Sous certaines conditions l’éthène se polymérise :a) en polystyrène ;b) en chlorure de polyvinyle ;c) en polyéthène.


1. La réaction de polymérisation peut être obtenu par l’addition de plusieursmolécules insaturées de monomère.2. Le polychlorure de vinyle est un monomère. 3. La masse molaire d’un polymère est égale à n fois la masse molaire du monomère.


Verifier ses acquis


259

15

QUELQUES POLYMERES NATURELS : LE GLYCOGENE ET L’AMIDON

Les glucides jouent plusieurs rôles capitauxdans les cellules vivantes. On les retrouve sousforme de glycogène ou d’amidon et constituentune réserve d’énergie. Le glycogène (fig. 1) est une grande moléculequi résulte de l’association de plusieursmolécules de glucose. Il représente la forme destockage du sucre dans le foie et les muscles, etsert à la fourniture d’énergie au moment del’effort musculaire. Figure 1 : Représentation d’un fragment de la

molécule de glycogène.

UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLESPour tous les exercices : Les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont: H = 1 ; C = 12.

Exercice 1Ecrire la formule générale des polymères obtenus à partir des monomères suivants:1. Le propène CH3-CH=CH2;2. Le tetrafluoroéthène CF2=CF2;

Exercice 2La polymérisation de n molécules d’éthène donne sous certaines conditions unpolymère de masse molaire moléculaire moyenne égale à 64400 g.mol-1. Déterminerle degré de polymérisation du polyéthène envisagé.


Exercice 3La polymérisation d’un alcène (B) donne un polymère (A) de masse molaire moléculairemoyenne égale à 105000 g.mol-1 avec un degré de polymérisation égal à 2500.1. Déterminer la masse molaire moléculaire de l’éthène (B).2. En déduire la formule brute et la formule semi-développée de l’éthène (B).

Exercice 41. Ecrire l’équation chimique de la réaction de polymérisation du styrène C6H5-CH=CH2.2. Calculer la masse de styrène nécessaire pour préparer 200 g d’un polystyrène dedegré de polymérisation égal à 1000.3. Calculer la quantité de matière de ce polystyrène nécessaire pour la fabrication d’unepince à linge de masse 4 g.

259

DOCUMENT

260260

L’amidon est un polymère glucidique emmagasiné

dans les cellules de certains végétaux (blé, maïs,

pomme de terre, riz, etc.). Certaines protéines

spéciales appelées enzymes tel que l’amylase

présente dans la salive, sont capables de

transformer l’amidon en glucose, qui sera assimilé

par le corps en cas de besoin énergétique (ce sont

les sucres dits « lents »).

Un champ de blé

L'eau iodée prend une teinte bleue en présence d’amidon. La pomme de terre contient de l’amidon.


261

TA

BL

EA

U P

ER

IOD

IQU

E

REPONSES AUX EXERCICES

CHAPITRE 1

Exercice 1

1. Na2SO42. Na2 SO4 (sd) � 2 Na+ + SO4

2-. 3. a) C = 0,4 mol.L-1.

b) [SO42-] = 0,4 mol.L-1 et [Na+] = 0,8 mol.L-1.

Exercice 2

1. C = 0,02 mol.L-1. 2. [Al3+] = 0,04 mol.L-1 et [SO4

2-] = 0,06 mol.L-1.

Exercice 3

1. Fe(NO3)3(sd) � Fe3+ + 3 NO3-.

2. C = 0,02 mol.L-1. 3. [Fe3+] = 0,02 mol.L-1 et [NO3

-] = 0,06 mol.L-1.

Exercice 4

1. CuCl2 (sd) � Cu2+ + 2 Cl-.

2. K2SO4 (sd) � 2 K+ + SO42-

3. NH3 + H2O � NH4+ + OH-

4. HCOOH + H2O � HCOO- + H3O+

CuCl2 (sd) et K2SO4 (sd) sont des électrolytes forts, NH3 et HCOOH sont des

électrolytes faibles.

Exercice 5

A.1. CuSO4 (sd) � Cu2+ + SO42-.

A.2. [Cu2+] = [SO42-] = 0,075 mol.L-1.

A.3. m = 5,98 g. B.1. M = 213,5 g. B.2. C = 0,056 mol.L-1

Exercice 6

1. [K+] = 0,2 mol.L-1 et [SO42-] = 0,1 mol.L-1.

2. v = 1 L.

262

263263

Exercice 7

1. (NH4)2SO4. 2. (NH4)2SO4 (sd) � 2 NH4

+ + SO42-.

3. m = 11,88 g. 4. [NH4

+] = 0,6 mol.L-1 et [SO42-] = 0,3 mol.L-1.

5. a) C’ = 0,05 mol.L-1. b) [NH4

+] = 0,1 mol.L-1 et [SO42-] = 0,05 mol.L-1.

Exercice 8

1. MgCl2,xH2O (sd) � Mg2++ 2 Cl- + x H2O.

2. C = 0,01 mol.L-1.

3. M = 167 g.mol-1 et x = 4.

4. V1 = 3 L.

Exercice 9

1. [Fe2+] = 0,024 mol.L-1, [K+] = 0,01 mol.L-1, [NO3-] = 0,002 mol.L-1 et [SO4

2-] = 0,028 mol.L-1.

Exercice 10

1. L’électrolyseur E1 contient la solution de nitrate de potassium KNO3. L’électrolyseurE2 contient la solution d’acide phosphorique H3PO4. 2. KNO3 est un électrolyte fort, H3PO4 est un électrolyte faible. 3. KNO3 (sd) � K+ + NO3

- et H3PO4 � 3 H+ + PO43- .

4. [K+] = c et [PO43-] < c.

Exercice 11

2. m = 1581,12 g.3. C = 1756,8 g.L-1 ; c = 17,93 mol.L-1.

CHAPITRE 2

Exercice 1

1. Si tout le solide NaNO3 se dissous on obtiendrait une solution de concentration molaireC =12 mol.L-1, soit une concentration molaire C supérieure à la solubilité ce qui estimpossible. La solution obtenue est saturée et il reste un dépôt solide de NaNO3. 2. m = 21 g. 3. NaNO3 (sd) � Na+ + NO3

-

4. [Na+] =[NO3-] = 10,35 mol.L-1.

264

Exercice 2

1. La solution contenue dans le tube à essais (A) n’est pas saturée car elle peutdissoudre encore du sulfate de potassium. La solution contenue dans le tube à essais(B) est saturée car elle ne peut plus dissoudre du sulfate de potassium. 2. Il faut évaporer l’eau pour faire diminuer le volume de la solution. 3. Il suffit d’ajouter de l’eau.

Exercice 3

1. Si tout le solide PbCl2 se dissous on obtiendrait une solution de concentration molaireC = 0,02 mol.L-1. C < s donc tout le solide introduit va se dissoudre.2. La solution obtenue n’est pas saturée.3. [Pb2+] = 0,02 mol.L-1 et [Cl-] = 0,04 mol.L-1.

Exercice 4

1. La solubilité augmente avec la température : la dissolution est endothermique.2. La solubilité de l’oxalate d’ammonium pour chaque température est :

Température en °C 0 10 20 30 40 50

s en (mol.L-1) 0,019 0,026 0,036 0,048 0,066 0,086

3. courbe4.s = 4,43.10-3 mol.L-1.

Exercice 5

1. s = 13,28 g.L-1. 2. Si tout le solide Li2CO3 se dissous on obtiendrait une solution de concentrationmassique c = 12,4 g.L-1, soit une concentration massique C inférieure à la solubilité.La solution obtenue n’est donc pas saturée. 3. C = 0,17 mol.L-1. 4. a) Une augmentation de la température fait diminuer la solubilité du carbonate de lithium.

b) s40°C = 10,8 g.L-1.

Exercice 6

1. Ba(OH)2 (sd) � Ba2+ + 2 OH-

2. s = 39,33 g.L-1. 3. a) Si tout le solide Ba(OH)2 se dissous on obtiendrait une solution deconcentration massique C = 38 g.L-1, soit une concentration massique C inférieure àla solubilité. La solution obtenue n’est donc pas saturée.

b) [Ba2+] = 0,22 mol.L-1 et [OH-] = 0,44 mol.L-1. 4. a) Si tout le solide Ba(OH)2 se dissous on obtiendrait une solution deconcentration massique C = 76 g.L-1, soit une concentration massique C supérieureà la solubilité ce qui est impossible. La solution (S’) est saturée.

b) m = 1,83 g. c) [Ba2+] = 0,23 mol.L-1 et [OH-] = 0,46 mol.L-1.

5. m = 0,374 g.

265265

Exercice 7

1. m = 70,4 g.2. C= 352 g.L-1. C > C1 et C < C2. 3. La solution obtenue n’est pas saturée car sa concentration est inférieure à lasolubilité.

Exercice 8

1. m = 0,585 g. 2. Il faut prélever 50 mL de la solution initiale et les compléter à l’eau distillée jusqu’ àobtenir un volume globale de 200 mL .

CHAPITRE 3

Exercice 1

1. Fe2+ + 2 OH- � Fe(OH)2 (sd)Fe3+ + 3 OH- � Fe(OH)3 (sd)Cu2+ + 2 OH- � Cu(OH)2 (sd)Ba2+ + 2 OH- � Ba(OH)2(sd).

2. Fe(OH)2 hydroxyde de fer (II); Fe(OH)3 hydroxyde de fer (III); Cu(OH)2 hydroxydede cuivre (II); Ba(OH)2 hydroxyde de baryum (II).

Exercice 2

1. Cu2+ + 2 OH- � Cu(OH)2(sd)2. a) n (Cu(OH)2) = 0,01 mol.

b) C = 1 mol.L-1.

Exercice 3

1. Il s’agit des ions chlorure. 2. KCl.

Exercice 4

1. Zn2+ + SO42- + 2 Na+ + 2 OH- � Zn(OH)2(sd) + 2 Na+ + SO4

2-.2. Zn2+ + 2 OH- � Zn(OH)2(sd). 3. n(Zn2+) = 1,8 x10-3 mol; n(OH-) = 10-3 mol. Les ions hydroxyde OH- sont en défaut

par rapport aux ions Zn2+. 4. m = 0,0497 g. 5. [Zn2+] = 0,059 mol.L-1, [Na+] = 0,0454 mol.L-1 et [SO4

2-] = 0,081 mol.L-1.

Exercice 5

1. KOH(sd) � K+ + OH- . 2. C1 = 0,7 mol.L-1. 3. a) Fe3+ + 3 OH- � Fe(OH)3(sd).

b) n(Fe3+) = 1,167 x10-3 mol. c) C2 = 1,167 x10-2 mol. L-1. d) m = 1,248 g.

Exercice 6

1. [SO42-] = 0,197 x10-3 mol.L-1.

2. V = 0,985x10-3 L soit 1 mL environ.

Exercice 7

1. a) Fe2(SO4)3(sd) � 2 Fe3+ + 3 SO42-.

b) NaOH(sd) � Na+ + OH-

2. Fe3+ + 3 OH- � Fe(OH)3(sd)

3. [Fe3+] = 0,15 mol.L-1, [SO42-] = 0,225 mol.L-1.

4. La solution (S1) est électriquement neutre.

5. m = 3 g.

CHAPITRE 4

Exercice 1

1. FeSO4(sd) � Fe2+ + SO42-.

2. [Fe2+] = [SO42-] =0,5 mol.L-1.

3. a) Fe2+ + 2 OH- � Fe(OH)2(sd).

b) Hydroxyde de fer (II) : vert.

c) n(Fe(OH)2) = 25.10-3 mol. m = 2,25 g.

Exercice 2

1. Il s’agit de l’ion Pb2+. 2. Pb2+ + 2 I- � PbI2 (sd). 3. Pb(NO3)2.

Exercice 31. Les ions présents dans la solution sont Al3+ et SO4

2-. 2. Al3+ + 3 OH- � Al(OH)3 (sd). Ba2+ + SO4

2- � Ba SO4(sd). 3. Al2(SO4)3.

266

267267

Exercice 4

1. La solution (S1) contient comme électrolytes possibles FeSO4, FeCl2 ouFe3(PO4)2. 2. La solution (S2) contient comme électrolytes possibles ZnSO4, ZnCl2 ouZn3(PO4)2. 3. a) BaSO4 (sd).

b) C’est l’ion sulfate SO42-.

c) Ba2+ + SO42- � BaSO4((sd). Sulfate de barium.

d) FeSO4. 4. a) C’est l’ion phosphate PO4

3-. b) 3 Ag

+ + PO43- � Ag3PO4(sd). Phosphate d’argent

c) Zn3(PO4)2.

Exercice 5

1. Na+, SO42- et Fe2+,

2. [Na+] = 0,08 mol.L-1, [Fe2+] = 0,06 mol.L-1 et [SO42-] = 0,1 mol.L-1.

3. a) Ba2+ + SO42-� BaSO4(sd).

b) m = 0,233 g. c) v = 10 mL.

Exercice 6

1. a) AgCl(sd).

b) L’ion chlorure Cl- est mis en évidence dans (F1).

c) NaCl.

2. a) BaSO4(sd).

b) L’ion sulfate SO42- est mis en évidence dans (F2) et dans (F3).

3. a) Zn(OH)2(sd).

b) L’ion zinc Zn2+ est mis en évidence dans (F2).

c) ZnSO4.

4. Al2(SO4)3.

Exercice 7

1. Fe3(PO4)2(sd)�3 Fe3+ + 2 PO42-.

2. a) Ag3(PO4) de couleur jaune.

b) 3 Ag+ + PO43-� Ag3PO4(sd).

c) C = 0,067 mol.L-1.

3. v = 45 mL.

CHAPITRE 5

Exercice 1

1. C= 0,1 mol.L-1. 2. n(H3O+) = 0,005 mol.

Exercice 2

1. NH3(g) + H2O � NH4+ + OH-.

2. L’eau est un acide de Bronsted.3. C = 0,1 mol.L-1. 4. [OH-] < C.

Exercice 3

1. HNO3 + H2O � H3O+ + NO3-.

2. C1 = 0,01 mol.L-1. 3. a) C2 = 0,001 mol.L-1.

b) n(H3O+) = 2.10-4 mol.

Exercice 4

1. KOH � K+ + OH-.2. C = 0,8 mol.L-1. 3. v = 50 mL.

Exercice 5

1. [H3O+] = 0,133 mol.L-1, [Cl-] = 0,067 mol.L-1 et [NO3-] = 0,067 mol.L-1.

2. La solution (S) est électriquement neutre.

Solution physiol Eau de javel vinaigre

[H3O+] en mol.L-1 10-7 10-9 10-3

[OH-] en mol.L-1 10-7 10-5 10-11

CHAPITRE 6

Exercice 11.

2. La solution de physiol est neutre, la solution d’eau de javel est basique et la solutionde vinaigre est acide.

268

269269

Exercice 2

1. HBr + H2O � H3O+ + Br-.2. a) La solution est acide.

b) [OH-] = 10-12 mol.L-1, [Br-] = 10-2 mol.L-1.

Exercice 3

1. KOH � K+ + OH-.2. C = 0,0 3 mol.L-1. 3. a) [OH-] = 0,03 mol.L-1.

b) [H3O+] = 0,33. 10-12 mol.L-1.c) ) [K+] = 0,03 mol.L-1.

4. La solution aqueuse de potasse est électriquement neutre.

Exercice 4

1. HNO3 + H2O � H3O+ + NO3-.


Exercice 5

1. HCl (g) + H2O � H3O+ + Cl-.2. C = 0,001 mol.L-1.3. [H3O+] = [Cl-] = 0,001 mol.L-1. 4. La solution est électriquement neutre.

Exercice 6

1. (S1) est une solution basique et (S2) est une solution acide. 2. [H3O+]1 = 10-12 mol.L-1, [H3O+]2 = 10-2 mol.L-1.

Exercice 7

1. L’ammoniac est un composé à caractère basique.2. NH3 (g) + H2O � NH4

+ + OH-.3. a) c = 0,1 mol.L-1.

b) [OH-] = 1,33.10-3 mol.L-1

4. [OH-] < C : l’ammoniac est un électrolyte faible.

CHAPITRE 7

Exercice 1 [H3O+] [OH-] pHNature dela solution

2,5.10-8 4.10-8 7.6 basique

2,5.10-13 4.10-2 12,6 basique

4.10-4 2,5.10-11 3.4 acide

6.10-8 1,67.10-7 7,2 basique

10-7 10-7 7 neutre

1,25.10-9 8.10-6 8,9 basique

Exercice 2

1. [H3O+](S1) = 6,3.10-11 mol.L-1, [H3O+](S2) = 4.10-4 mol.L-1 et H3O+](S3) = 1,6.10-7 mol.L-1.

2. (S1) < (S3) < (S2).

Exercice 3

(S1)< (S2).

Exercice 4

1. pH = 5,5. 2. pH = 8,5.

Exercice 5

1. v = 5 mL. 2. m = 0,28 mg.

Exercice 6

1. n(OH-) = 1,6.10-3 mol. 2. pH = 11,9.

Exercice 7

1. n(H3O+) = 1,98.10-4mol ; n(Cl-) = 4,04.10-3mol ; n(NO3-) = 1,6.10-4mol ; n(Na+) = 4.10-3mol.

[H3O+] = 9,9.10-4 mol.L-1 ; [Cl-] = 2.10-2 mol.L-1, [NO3-] = 8.10-7 mol.L-1 et [Na+] = 0,02 mol.L-1.

2. Les concentrations molaires trouvées sont en accord avec le principe de neutralité

électrique.

CHAPITRE 8

Exercice 1

1. HCO2H + H2O � H3O+ + HCO2-.

2. Les entités chimiques présentes dans la solution sont : HCO2H, HCO2-, H2O,

H3O+ et OH-.

270

271

Exercice 2

1. C2H5NH2+ H2O �C2H5NH3+ + OH-.

2. Les entités chimiques présentes dans la solution sont : C2H5NH2, C2H5NH3+,

H2O, H3O+ et OH-.

Exercice 3

1. HNO3 + H2O � H3O+ + NO3-.

2. [OH-] = 10-12 mol.L-1.3. C = 10-2 mol.L-1

4. a) pH(S1) = 3 , pH(S2) = 4 et pH(S3) = 5.b) Le pH augmente par dilution.

Exercice 4

1. KOH � K+ + OH-. 2. [OH-] = 4.10-4 mol.L-1.3. C = 4.10-4 mol.L-1. 4. a) pH(S1) = 9,6 , pH(S2) = 8,6 et pH(S3) = 7,6.

b) Le pH diminue par dilution.

Exercice 5

1. [H3O+](S1) = 10-2 mol.L-1 et [H3O+](S2) = 4.10-4 mol.L-1.

2. A1H est un acide fort et A2H est un acide faible.

3. a) HCl (g) + H2O � H3O+ + Cl-.

b) v = 0,24 L.

Exercice 6

1. [H3O+] (S1) = 10-12 mol. L-1, [H3O+] (S2) = 10-11 mol.L-1 et [H3O+] (S3) = 3, 16.10-11 mol. L-1.

2. [OH-](S1) = 10-2 mol.L-1, [OH-](S2) = 10-3 mol.L-1 et [OH-](S3) = 3,16.10-4 mol.L-1.

3. B1 est une monobase forte, B2 et B3 sont des monobases faibles.

CHAPITRE 9

Exercice 1

1. H3O+ + NO3- + K+ + OH- � 2 H2O + K+ + NO3

- . 2. pH = 7. 3. m = 0,04 g.

271

Exercice 2

V = 40.10-3 L = 40 mL.

Exercice 3

V = 7,2.10-3 L = 7,2 mL.

Exercice 4

1. n(H3O+) > n(OH- ). 2. Jaune.

Exercice 5


2. a) H3O+ + OH- � 2 H2O. b) n(OH-) > n(H3O+) : Le mélange obtenu est basique.

Exercice 6

1. La couleur de l’indicateur dans la solution (S2) est bleue. 2. Na+ + OH- + H3O+ + NO3

- � 2 H2O + Na+ + NO3- .

3. Cb = 0,015 mol.L-1. 4. C’b = 0,3 mol.L-1. 5. pH(S2) = 12,17. pH(S1) = 13,48.

Exercice 7

1. H3O+ + Cl- + K+ + OH- + � 2 H2O + K+ + Cl- .2. Ca = 0,1 mol.L-1. 3. pH = 7. La solution obtenue est neutre. 4. m = 0,0745 g.

C H A P I T R E 1 0

Exercice 1

Sn2+ + 2 � Sn (sd) ; Al3+ + 3 � Al (sd) ; I2 + 2 � 2 I- ; 2 S2O32- � S4O6

2- + 2.

272

–e

–e

–e

–e

273273

Exercice 2

Exercice 3

1. (Cu , Cu2+); (Fe2+, Fe3+) et (H2, H3O+). 2. Cu2+/Cu : Cu2+ est la forme oxydée et Cu est la forme réduite ; Fe3+/Fe2+ : Fe3+

est la forme oxydée et Fe2+ est la forme réduite ; H3O+/H2 : H3O+est la forme oxydéeet H2 est la forme réduite. 3. Cu2+ + 2 � Cu ; Fe3+ + � Fe2+ et 2 H3O+ + 2 � H2 + 2 H2O.

Exercice 4

1. Il s’agit d’un dépôt de cuivre. 2. Zn � Zn2+ + 2 et Cu2+ + 2 � Cu. 3. Zn + Cu2+� Zn2+ + Cu.4. Cu2+ est l’oxydant et Zn est le réducteur.

Exercice 5

1. Zn2+ est l’oxydant et Al est le réducteur. Cu2+ est l’oxydant et Pb est le réducteur. 2. Al � Al3+ + 3 et Zn2+ + 2 � Zn. Pb � Pb2+ + 2 et Cu2+ + 2 � Cu.

Exercice 6

2 ClO- + 4 H3O+ + 2 � Cl2 + 6 H2O. NO3- + 10 H3O+ + 8 � NH4

+ + 13 H2O

Exercice 7

1. Zn (sd) + 2 H3O+ � Zn2++ H2 (g) + 2 H2O. 2. a) n (H3O+) = 0,2 mol.

b) n (H3O+) = 0,15 mol. c) m = 4,905 g.

3. % (Zn) = 98,1.

Réactifs Couples oxydant/réducteur Equation de la réaction d’oxydoréduction

Zn et Sn2+ Sn2+/Sn et Zn2+/Zn Zn + Sn2+ � Zn2+ + Sn

Zn et Cu2+ Al3+/Al et Cu2+/Cu 2 Al + 3 Cu2+� 2 Al3+ + 3 Cu

S2O32- et I2 S4O6

2-/S2O32- et I2/I- 2 S2O3

2- + I2� S4O62-+ 2 I-

Cu et Au3+ Au3+/Au et Cu2+/Cu 2 Au3+ + 3 Cu � 2 Au + 3 Cu2+

–e

–e –

e

–e

–e

–e

–e

–e –

e–

e

–e

Exercice 8

1. Fe (sd) + Cu2+� Fe2+ + Cu (sd). 2. Le fer Fe est en défaut par rapport au cuivre. 3. m = 0,0635 g.

Exercice 9

1. Zn (sd) + 2 Ag+ � Zn2+ + 2 Ag (sd). 2. Ag+ est l’oxydant et Zn est le réducteur. 3. Le zinc Zn est en défaut par rapport aux ions argent Ag+. 4. a) m (Ag) = 3,3 g.

b) [Ag+] = 0,347 mol.L-1 et [Zn2+] = 7,65.10-3 mol.L-1.

C H A P I T R E 1 1

Exercice 1

1. Sn (sd) + Pb2+ � Sn2+ + Pb (sd) . 2 Al (sd) + 3 Sn2+ �2 Al3+ + 3 Sn (sd).Pouvoir réducteur décroissant

2.Al Sn Pb

3. Il ne se passe rien car le plomb est un réducteur plus faible que l’aluminium.

Exercice 2

1. Il ne se passe rien car le cuivre est un réducteur plus faible que l’aluminium.2. 2 Al (sd) + 3 Zn2+ � 2 Al3+ + 3 Zn (sd). 3. Fe (sd) + 2 H3O+ � H2 (g) + Fe2+ + 2 H2O.

Exercice 3

1. 2 Al (sd) + 3 Fe2+ � 2 Al3+ + 3 Fe(sd). Fe (sd) + Pb2+� Fe2+ + Pb(sd). Pouvoir réducteur décroissant

2.Al Fe Pb H2 Ag

Exercice 4

1. Al3+/Al et Zn2+/Zn. Al3+/Al et Fe2+/Fe. Al3+/Al et Cu2+/Cu.Al3+/Al et Zn2+/Zn. Zn2+/Zn et Fe2+/Fe. Zn2+/Zn et Cu2+/Cu.Fe2+/Fe et Al3+/Al. Zn2+/Zn et Fe2+/Fe. Fe2+/Fe et Cu2+/Cu.Al3+/Al et Cu2+/Cu. Zn2+/Zn et Cu2+/Cu. Fe2+/Fe et Cu2+/Cu.

2. 2 Al (sd) + 3 Zn2+ � 2 Al3+ + 3 Zn(sd) ; Zn(sd) + Fe2+ � Zn2+ + Fe(sd).Fe(sd) + Cu2+� Fe2+ + Cu(sd).

Pouvoir réducteur décroissant3.

Al Zn Fe Cu

274

275

Exercice 5

1. Fe(sd) + 2 Ag+ � Fe2+ + 2 Ag(sd).

2. Fe2+/Fe et Ag+/Ag.

3. m = 1,08 g.

4. m = 0,28 g.

C H A P I T R E 1 2

Exercice 1

1. La rouille est due à l’oxydation du fer par le dioxygène en présence d’eau. 2. Le fer a subit une oxydation. 3. Utiliser la protection galvanique par exemple ou appliquer sur le fer une couche de

peinture.

Exercice 2

1. Pour les protéger contre la corrosion atmosphérique. 2. Le fer rouille.

Exercice 3

1. Seule la fonte rouille à l’air.2. Car le cuivre résiste à la corrosion.

Exercice 4

1. Le zinc a un pouvoir réducteur supérieur à celui du fer. 2. m = 0,402 Kg.

Exercice 51. Le magnésium est un métal dont le pouvoir réducteur est très important : c’est ce

métal qui sera attaqué à la place des métaux constituant la coque du navire. 2. Protection galvanique.3. m = 560 kg

C H A P I T R E 1 3Exercice 1

a) 3-méthylpentane ; b) 2,3-diméthylpentane ; c) 2,3-diméthylbutane ;d) pent-2-ène ; e) 3-méthylpent-2-ène; f) 3,4-diméthylpent-2-yne.

Exercice 2

a) CH3–CH–CH2–CH3 b) CH3–CH2–CH–CH2–CH3c) CH3–CH–CH2–CH–CH2– CH3CH3 CH3 CH3 CH3

CH3d) CH3–CH=CH–CH2–CH3 e) CH2=CH–CH–CH3 f) CH ≡C–C–CH3

CH3 CH3CH3 CH3–CH2

g) CH3–C-C ≡ C–CH2–CH3 h) CH2=CH–C–CH2–CH3.

CH3 CH3

Exercice 3

1. Les composés (b) et (d) ou (e) et (f) sont des isomères de chaîne.2. Les composés (a) et (c) sont des isomères de position.3 . Il n ya pas d’isomères de fonction.

Exercice 4

CH3- CH2-CH=CH-CH2-CH3 (a), CH3- CH2-CH=CH2 (b), CH3- C≡C-CH3 (c).1. Seule le composé (a) présente l’isomérie géométrique Z et E. 2. CH3- CH2 CH2-CH3 CH3- CH2 H

C=C C=CH H H CH2-CH3

Isomère Z Isomère E.

Exercice 51. C6H12.

2. CH2=CH–CH2–CH2–CH2–CH3: hex-1-éne. CH3–CH=CH–CH2-–CH2–CH3: hex-2-éne.

CH3–CH2–CH=CH–CH2–CH3: hex-3-éne. CH2=C–CH2–CH2–CH3: 2-méthylpent-1-ène.

CH3 CH2=CH–CH–CH2–CH3: 3-méthylpent-1-ène. CH2=CH–CH2–CH–CH3: 4-méthylpent-1-ène.

CH3 CH3CH3–C=CH–CH2–CH3: 2-méthylpent-2-ène. CH3–CH=C–CH2–CH3:3-méthylpent-2-ène.

CH3 CH3

276

277277

CH3

CH3–CH=CH–CH–CH3: 4-méthylpent-2-ène. CH2=C–CH–CH3: 2,3-diméthylbut-1-ène.

CH3 CH3

CH3 CH3

CH2=CH–C–CH3: 3,3-diméthylbut-1-ène. CH3–C=C–CH3: 2,3-diméthylbut-2-ène.

CH3 CH3

Exercice 6

1. C6H10.

2. HC ≡ C–CH2–CH2–CH2–CH3: hex-1-yne. CH3–C ≡ C–CH2–CH2–CH3: hex-2-yne.

CH3–CH2–C ≡ C–CH2–CH3: hex-3-yne. HC ≡ C-CH-CH2-CH3: 3-méthylpent-1-yne.

CH3HC ≡ C–CH2–CH–CH3: 4-méthylpent-1-yne. CH3–C ≡ C–CH–CH3: 4-méthylpent-2-yne.

CH3 CH3CH3

HC ≡ C–C–CH3: 3,3-diméthylbut-1-yne.CH3

Exercice 7

1. n(C4H10) = 6,89 mol. 2. v = 165,5 L.

C H A P I T R E 1 4

Exercice 1

1. C3H6Br2.

2. C3H8 + 2 Br2 � C3H6Br2 + 2 HBr.

3. CH3–CHBr–CH2Br CH3–CH2–CHBr2 CH2Br–CH2–CH2Br.

Exercice 4

1. CnH2n + Cl2� CnH2nCl2.2. n = 4. C4H8. 3. Les isomères de (A) sont : CH2=CH–CH2–CH3 : but-1-ène.CH3–CH=CH–CH3 : but-2-ène.

CH2=C-CH3 : 2-méthylprop-1-ène.CH3

Les isomères de (B) sont : CH2Cl–CHCl–CH2–CH3 : 1,2-dichlorobutane.

CH3–CHCl–CHCl–CH3 :2,3 -dichlorobutane.

Cl

CH2Cl–C-CH3 : 1,2-dichlo,2 -méthylpropane.

CH3

4. v = 0,096 L. m = 0,508 g.

Exercice 5

1. CnH2n+2 + 2 Br2 � CnH2nBr2 + 2 HBr.2. n = 3. 3. (A) : C3H8 et (B) C3H6Br2.4. CH3-CHBr-CH2Br: 1,2-dibromopropane; CH3-CH2-CHBr2: 1,1-dibromopropane etCH2Br-CH2-CH2Br: 1,3-dibromopropane.5. a) CH3-CHBr-CH2Br.

b) CH3-CH=CH2. c) C3H6 + Br2 � C3H6Br2.

278

Exercice 2

1. CH4 + 4 Cl2 � CCl4 + 4 HCl. 2. Tétrachlorure de carbone. 3. v = 48 cm3.

4. m = 0,077 g.

Exercice 3

1. C4H10 + 3 Cl2 � C4H7Cl3 + 3 HCl.2. H2C= CH2 + Br2� H2CBr-CH2Br. 3. HC ≡ CH + H2O � CH3CHO.

279

Exercice 6

1. But-2-yne. Il appartient à la famille des éthynes. 2. a) C4H6 + H2O � C4H8O.

b) Le composé (B) appartient à la famille des cétones.

Exercice 7

1. a) C’est le composé C3H6 qui va réagir avec le dibrome. b) C3H6 (g) + Br2 � C3H6Br2. c) m = 0,192 g.

2. a) Le composé peut donner plusieurs réactions de substitution de l’hydrogène par le brome. b) C3H8+ Br2� C3H7Br + HBr.c) m = 0,26 g.

C H A P I T R E 1 5

Exercice 1

1. n(CH3–CH=CH2) � CH3–CH–(CH2–CH)(n-2)–CH= CH–CH3CH3 CH3

2. n(CF2=CF2) � CF3–CF2–(CF2–CF2)(n-2)–CF=CF2

Exercice 2

1. n = 2300. Exercice 3

1. M = 42 g.mol-1.

2. C3H6. La formule semi-développée est : CH3–CH=CH2.

Exercice 4

1. n(C6H5–CH=CH2) � CH3–CH – (CH2–CH)(n-2)– CH= CH–C6H5

C6H5 C6H52. m = 200 g. 3. n(polystyrène) = 3,7.10-5 mol.